Χημεία (Γ Λυκείου Θετικών Σπουδών) - Βιβλίο Μαθητή
5.2 Ιοντισμός οξέων - βάσεων 5.4 Επίδραση κοινού ιόντος Επιστροφή στην αρχική σελίδα του μαθήματος

(5.3) Ιοντισμός οξέων, βάσεων και νερού - pH

Ιοντισμός του νερού - pH

Το καθαρό νερό δεν αποτελείται αποκλειστικά και μόνο από μόρια νερού. Μετρήσεις μεγάλης ακρίβειας της αγωγιμότητας του νερού, έδειξαν ότι στο καθαρό νερό υπάρχουν ιόντα Η3Ο+ (οξωνίου) και ΟΗ- (υδροξειδίου). Τα ιόντα αυτά προκύπτουν λόγω του ιοντισμού του νερού, σύμφωνα με το σχήμα:
εικόνα

ΣΧΗΜΑ 5.7 Διαγραμματική απεικόνιση του αυτοϊοντισμού του νερού.
ΟΞΕΑ - ΒΑΣΕΙΣ
Η αμφίδρομη αντίδραση ιοντισμού του νερού:
H2O + H2O H3Ο+ + OH-
έχει μια σταθερά χημικής ισορροπίας, η οποία ονομάζεται σταθερά ιοντισμού ή γινόμενο ιόντων του νερού, συμβολίζεται με Kw και δίνεται από τη σχέση,
Kw = [H3O+] [OH-]
Στη σχέση αυτή δεν αναγράφεται η συγκέντρωση του νερού, όπως γενικώς συμβαίνει σε όλους τους νόμους χημικής ισορροπίας αραιών υδατικών ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων. Η συγκέντρωση του νερού θεωρείται σταθερή και ίση με :
εικόνα
κάνοντας την παραδοχή, ότι σε 1 L νερού περιέχονται 1000 g νερού, δηλαδή ότι το διάλυμα είναι πολύ αραιό και ότι η πυκνότητα του νερού είναι
ρ =1 g mL-1 (25 oC)
Η Kw, όπως γενικώς συμβαίνει στις σταθερές ισορροπίας αραιών υδατικών διαλυμάτων, μεταβάλλεται μόνο με τη θερμοκρασία. Μάλιστα αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας, καθώς οι αντιδράσεις ιοντισμού είναι ενδόθερμες. Στους 25 οC ισχύει:
Kw = 10-14 ( 25 oC )
Επίσης οι μονάδες του Kw (mol2/L2) χάριν ευκολίας παραλείπονται, όπως συνήθως γίνεται και στις άλλες σταθερές ισορροπίας.
Εδώ θα πρέπει να επισημάνουμε, ότι η ισορροπία ιοντισμού του νερού γίνεται σε όλα τα υδατικά διαλύματα, ως εκ τούτου σε κάθε υδατικό διάλυμα ισχύει η σχέση: [Η3Ο+] [ΟΗ-] = 10-14 (στους 25 ºC)
Στο καθαρό νερό: αν θέσουμε [Η3Ο+] = [ΟΗ-] = x Μ, τότε x2 = 10-14 ή x = 10-7 Μ. Δηλαδή,
  • Στο καθαρό νερό στους 25 ºC έχουμε: [Η3Ο+] = [ΟΗ-] =10-7 Μ
  • Σε ένα υδατικό διάλυμα στους 25 ºC που περιέχει οξύ έχουμε:
[Η3Ο+] >10-7 Μ και [ΟΗ-] -7 Μ.
Π.χ. αν [Η3Ο+] = 10-5 Μ, τότε από τη σχέση [Η3Ο+] [ΟΗ-] = 10-14 προκύπτει ότι [ΟΗ-] = 10-9 Μ. Παρατηρούμε, δηλαδή, ότι στα όξινα υδατικά διαλύματα υπάρχουν και ιόντα ΟΗ- που προκύπτουν από τον αυτοϊοντισμό του νερού. Αντίστοιχα,
  • Σε ένα βασικό υδατικό διάλυμα στους 25 ºC έχουμε:
[ΟΗ-] > 10-7 M και [Η3Ο+] -7 M.
Συνοπτικά καταλήγουμε στον ακόλουθο πίνακα:
εικόνα
Το γινόμενο των συγκεντρώσεων ιόντων Η3Ο+ και ΟΗ- παραμένει σταθερό. Δηλαδή, όσο μεγαλώνει η τιμή του ενός τόσο πέφτει η τιμή του άλλου
εικόνα
Ο ιοντισμός του νερού γίνεται σε πάρα πολύ μικρό ποσοστό. Δηλαδή, σε διακόσια περίπου εκατομμύρια μόρια νερού, ένα μόνο μόριο έχει ιοντιστεί. Στο καθαρό νερό στους 25 oC ισχύει :
[Η3Ο+] = [ΟΗ-] = 10-7 Μ
Σε όλα τα υδατικά διαλύματα / 25 ºC : [Η3Ο+] [ΟΗ-] = Kw = 10-14
Σε ουδέτερα διαλύματα και στο νερό / 25 ºC [Η3Ο+] = 10-7 M = [ΟΗ-]
Σε όξινα διαλύματα / 25 ºC [Η3Ο+] > 10-7 M > [ΟΗ-]
Σε βασικά (αλκαλικά) διαλύματα / 25 οC [Η3Ο+] -7 M -]

Πολλά φυσικοχημικά φαινόμενα εξαρτώνται από την οξύτητα, δηλαδή την συγκέντρωση των Η3Ο+ του διαλύματος. Για τη διευκόλυνση των υπολογισμών της συγκέντρωση Η3Ο+ ο Sörensen εισήγαγε το 1909 την έννοια του pH:
  • Το pH ( πε-χά) ορίζεται ως ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της αριθμητικής της συγκέντρωσης των ιόντων Η3Ο+ σε ένα υδατικό διάλυμα.
pH = - log [H3Ο+]
δηλαδή, αν [Η3Ο+] = 10-3 Μ, τότε pH = -log 10-3 = 3.
Ομοίως ορίστηκε το pOH (πε-οχά):

pOH = - log [OH-]
και γενικά pX = - logX.

Με βάση τα παραπάνω καταλήγουμε στον πίνακα:

Σε όλα τα υδατικά διαλύματα / 25 ºC : pH + pOH = 14
Σε ουδέτερα διαλύματα και στο νερό / 25 ºC pH = 7 = pOH
Σε όξινα διαλύματα / 25 ºC pH
Σε βασικά (αλκαλικά) διαλύματα / 25 οC pH > 7 > pOH

Δηλαδή, σε όλα τα υδατικά διαλύματα υπάρχουν Η3Ο+ και ΟΗ-. Αν σε μια άσκηση μας ζητάνε να υπολογίσουμε τις τιμές των : [Η3Ο+], [ΟΗ-], pH και pOH, είναι προφανές ότι αν βρούμε την τιμή ενός εξ’ αυτών, εύκολα μπορούμε να βρούμε τις τιμές των υπολοίπων. Π.χ. αν γνωρίζουμε ότι [ΟΗ-] = 10-3 Μ εύκολα υπολογίζουμε την τιμή [Η3Ο+] = 10-11 Μ και στη συνέχεια των pH = 11 και pOH = 3.
εικόνα
S.P.L. Sörensen (1868 - 1939). Δανός χημικός. Διετέλεσε διευθυντής στα εργαστήρια της ζυθοποιίας Carlsberg. Το 1909 εισήγαγε την κλίμακα pH (πε-χα) για το χαρακτηρισμό της οξύτητας ενός διαλύματος. Το επιστημονικό του έργο συμπεριλαμβάνει επίσης την ανάπτυξη αναλυτικών τεχνικών, τη σύνθεση αμινοξέων και τη μελέτη της ζύμωσης.

• Επεκτείνοντας την έννοια του pH ορίζουμε :
pKw = -logKw
pKa = -logKa
pKb = -logKb
εικόνα

ΣΧΗΜΑ 5.8 Τιμές pH ορισμένων γνωστών διαλυμάτων.


Η γνώση της τιμής του pH είναι πρωταρχικής σημασίας στη βιομηχανία, αναλυτική χημεία, βιοχημεία, ιατρική κλπ. Για παράδειγμα τα διάφορα υγρά στον οργανισμό μας , όπως το αίμα, το γαστρικό υγρό κλπ. θα πρέπει να έχουν περίπου σταθερό pH ή να μεταβάλλονται σε αυστηρά καθορισμένα όρια pH. Επίσης στη βιομηχανία πολλές χημικές - βιοχημικές διεργασίες γίνονται σε καθορισμένο pH και τα παραγόμενα προϊόντα πολλές φορές ελέγχονται με βάση την τιμή του pH. Ο προσδιορισμός του pH γίνεται σε πρώτη προσέγγιση με τη βοήθεια των δεικτών, που θα εξετάσουμε παρακάτω, ή ακριβέστερα με τη βοήθεια ενός οργάνου που λέγεται πεχάμετρο. Το πεχάμετρο είναι από τα πλέον δημοφιλή και απαραίτητα όργανα σε κάθε χημικό εργαστήριο.

εικόνα

ΣΧΗΜΑ 5.9 Προσδιορισμός της τιμής pH με πεχάμετρο σε: α. γάλα της μαγνησίας - διάλυμα Mg(ΟH)2 β. ξύδι - διάλυμα CH3COOH.

  
ΟΞΕΑ - ΒΑΣΕΙΣ

Διαλύματα ισχυρών οξέων - ισχυρών βάσεων

Στην ενότητα αυτή θα μελετήσουμε διαλύματα ουσιών, οι οποίες ιοντίζονται πλήρως στο νερό, όπως είναι τα διαλύματα ισχυρών οξέων ή ισχυρών βάσεων. Χαρακτηριστικά παραδείγματα ισχυρών οξέων είναι, όπως ήδη έχουμε αναφέρει :
  • HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 και το H2SO4 ( στην πρώτη βαθμίδα ιοντισμού του ).
Στην πραγματικότητα όλα αυτά τα οξέα δεν ιοντίζονται κατά 100%, αλλά ιονίζονται σε τέτοιο μεγάλο βαθμό, ώστε να μπορούμε να δεχθούμε, ότι στα αραιά υδατικά τους διαλύματα έχουμε πλήρη ιοντισμό. Ο πλήρης ιονισμός των οξέων αυτών γράφεται για παράδειγμα:
HBr + H2O → H3O+ + Br-
ή χάριν ευκολίας:
HBr → H+ + Br-
Ισχυρές βάσεις κατά Brönsted - Lowry είναι π.χ. το ιόν ΝΗ2-, το ιόν Ο2-, το ιόν CH3O-, οι οποίες δεν είναι τόσο οικείες στους περισσότερους από μας. Με τον όρο ισχυρές βάσεις εννοούμε συνήθως τα διαλύματα ιοντικών ενώσεων που διίστανται πλήρως και δίνουν ιόντα ΟΗ- (βάσεις κατά Arrhenius), όπως π.χ. διαλύματα NaOH ή ΚΟΗ ή Ca(OH)2 κλπ.
Και γράφουμε π.χ. :
NaOH → Na+ + OH-
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-


Παράδειγμα 5.3
Να βρεθεί το pH διαλύματος που έχει όγκο 10 L και περιέχει 0,1 mol HCl.
ΛΥΣΗ
Κατ΄ αρχάς βρίσκουμε την αρχική συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη σε mol/L
εικόνα

Το ΗCl ιοντίζεται πλήρως, όπως φαίνεται στον παρακάτω πίνακα:

ιοντισμός HCl + H2O → H3O+ + Cl-
αρχικά / mol L-1
ιοντίζονται - παράγονται		 0,01
0,01
0,01
0,01


εικόνα
Στα διαλύματα ισχυρών οξέων έχουμε μεγάλη συγκέντρωση ιόντων οξωνίου (H3O+). Η δομή ενός οξωνίου με την κατανομή ηλεκτρονίων στην επιφάνεια του, εικονίζεται στο παραπάνω προσομοίωμα (μοντέλο ).
Βέβαια το διάλυμα εκτός από το HCl (διαλυμένη ουσία) περιέχει και το διαλύτη, δηλαδή το Η2Ο. Το Η2Ο ιοντίζεται μερικώς και έστω ότι δίνει
x M Η3Ο+ και x M ΟΗ-
Η2Ο + Η2Ο ⇌ Η3Ο+ + ΟΗ-
x MxM
Στο διάλυμα δηλαδή, συνεπώς : [Η3Ο+] = (10-2 + x) Μ και [ΟΗ-] = x Μ
Το διάλυμα είναι όξινο και [ΟΗ-] = x -7 Μ.
Άρα μπορούμε να δεχθούμε ότι:
[Η3Ο+] = 10-2 + x ≈ 10-2 Μ και
pH = - log [H3O+] = 2.
Για την καλύτερη κατανόηση του θέματος τονίζουμε ότι:
Τα Η3Ο+ προκύπτουν τόσο από τον ιοντισμό του HCl όσο και από τον ιοντισμό του Η2Ο. Επειδή όμως η ποσότητα των Η3Ο+ που προέρχονται από το Η2Ο είναι πολύ μικρότερη αυτής του HCl, υπολογίζουμε τη συγκέντρωση Η3Ο+ βασιζόμενοι αποκλειστικά και μόνο στον ιοντισμό του HCl.

Εφαρμογή
Ποιο είναι το pH διαλύματος HBr περιεκτικότητας 8,1 g/L;
(pH = 1)

Παράδειγμα 5.4
Ποια είναι η συγκέντρωση Η3Ο+ σε διάλυμα HCl 10-7 M;
ΛΥΣΗ
Γράφουμε τις εξισώσεις ιοντισμού του HCl και Η2Ο.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
τα 10-7M δίνουν 10-7M 10-7M
H2O + H2O ⇌ H3O+ + OH-
σχηματίζονται xM xM

Στο διάλυμα έχουμε: [Η3Ο+] = 10-7 + x Μ και [OH-] = x Μ
Αφού το διάλυμα είναι όξινο το x -7 Μ. Δεν μπορούμε όμως να θεωρήσουμε, ότι 10-7 + x ≈ 10-7 Μ, καθώς το x δεν είναι πολύ μικρότερο του 10-7. Για τον υπολογισμό του x χρησιμοποιούμε την σταθερά Kw:
Kw = [H3Ο+] [OH-] = 10-14 ή x (10-7 + x) = 10-14 ή x = 0,62 • 10-7
και [H3Ο+] = 10-7 + 0,62 • 10-7 = 1,62 • 10-7 Μ.
Εφαρμογή
Ποια είναι η συγκέντρωση ΟΗ- σε διαλύματα: α. ΚΟΗ 10-3 Μ και β. ΚΟΗ 10-7 Μ;
(α. 10-3Μ β. 0,62 10-7Μ)
  • Κατά τη μελέτη ιοντικών διαλυμάτων θα γράφουμε την αντίδραση ιοντισμού του νερού, μόνο στην περίπτωση όπου έχουμε [Η3O+] από το οξύ μικρότερη από 10-6 Μ. Σε διαλύματα βάσεων θα γράφουμε την αντίδραση ιοντισμού του νερού, μόνο στην περίπτωση όπου έχουμε [ΟΗ-] από τη βάση μικρότερη από 10-6 Μ.
Παράδειγμα 5.5
Σε 2 L διαλύματος ΗΝΟ3 που έχει pH = 1 προσθέτουμε 198 L Η2Ο. Ποιο είναι το pH του αραιωμένου διαλύματος;
ΛΥΣΗ
Το τελικό διάλυμα έχει όγκο 200 L και περιέχει τόσο HNO3, όσο περιέχεται στα 2 L του αρχικού διαλύματος.
Στο αρχικό διάλυμα:
pH = 1 άρα [Η3Ο+] = 10-1 Μ και επειδή το ΗΝΟ3 είναι ισχυρό οξύ, η συγκέντρωση του αρχικού διαλύματος είναι 0,1 Μ.
Δηλαδή, στα 2 L του αρχικού διαλύματος περιέχονται 0,2 mol HNO3 τα οποία περιέχονται και στα 200 L του αραιωμένου διαλύματος.
Άρα: εικόνα συνεπώς pH = 3.

Εφαρμογή
Σε 10 L διαλύματος NaOH με pH = 13 προσθέτουμε 90 L H2O. Ποιο είναι το pH του αραιωμένου διαλύματος ;
( pH=12 )
  • Συμπερασματικά, αν σε ένα όξινο διάλυμα προσθέσουμε Η2Ο, τότε προκύπτει διάλυμα με pH μεγαλύτερο του αρχικού.
Παράδειγμα 5.6
Σε 1 L διαλύματος HNO3 με pH = 2 προσθέτουμε 0,09 mol HNO3 Ποιο είναι το pH του τελικού διαλύματος;
ΛΥΣΗ
Από το pH του αρχικού διαλύματος προκύπτει ότι η συγκέντρωση του διαλύματος είναι 10-2 mol/L. To 1 L του αρχικού διαλύματος περιέχει 0,01 mol ΗΝΟ3. Άρα το τελικό διάλυμα θα περιέχει: (0,01 + 0,09) mol = 0,1 mol HNO3 και
εικόνα συνεπώς pH = 1
ΟΞΕΑ - ΒΑΣΕΙΣ
Εφαρμογή
Σε 4 L διαλύματος KOH με pH = 12 προσθέτουμε 0,36 mol KOH και παίρνουμε 4 L διαλύματος Α. Ποιο είναι το pH του Α;
(pH=13)
  • Συμπερασματικά, αν σε ένα όξινο διάλυμα προσθέτουμε καθαρό οξύ και ο όγκος του διαλύματος παραμένει σταθερός, τότε η συγκέντρωση του Η3Ο+, άρα το pH ελαττώνεται.

Διαλύματα ασθενών οξέων - ασθενών βάσεων

Τα οξέα ως γνωστό διαφέρουν ως προς την ικανότητα τους να προσφέρουν πρωτόνια. Τα ισχυρά οξέα αντιδρούν σχεδόν ποσοτικά με το νερό, ενώ τα ασθενή αντιδρούν πολύ λιγότερο. Η ισχύς ενός οξέος σε υδατικό διάλυμα περιγράφεται από τη σταθερά ισορροπίας ιοντισμού του οξέος.
Σε ένα αραιό υδατικό διάλυμα ασθενούς μονοπρωτικού οξέος ΗΑ, έχουμε την ισορροπία:
HA + H2O ⇌ H3O+ + A-
Ονομάζουμε σταθερά ιοντισμού ασθενούς οξέος ΗΑ την τιμή του κλάσματος στην ισορροπία:
εικόνα
Στην παραπάνω σχέση δεν αναγράφεται η συγκέντρωση του Η2Ο, καθώς όπως συμβαίνει σ’ όλα τα αραιά υδατικα διαλύματα, η συγκέντρωση του νερού θεωρείται σταθερή και ίση με 55,5 Μ. Η σταθερά ιοντισμού ενός οξέος ( Ka ) στην περίπτωση αραιών υδατικών διαλυμάτων, εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία. Επειδή μάλιστα η αντίδραση του ιοντισμού είναι ενδόθερμη, η τιμή της Ka αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρασίας.
  • Η τιμή της Ka είναι ένα μέτρο της ισχύος του οξέος, για μια ορισμένη θερμοκρασία, δηλαδή, όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της σταθεράς ιοντισμού του οξέος τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ.
Με την ίδια λογική σε αραιό υδατικό διάλυμα ασθενούς βάσης Β, έχουμε:
B + H2O ⇌ HB+ + OH-
Ονομάζουμε σταθερά ιοντισμού της ασθενούς βάσης Β την τιμή του κλάσματος στην ισορροπία:
εικόνα
  • Η τιμή της Kb αποτελεί το μέτρο ισχύος μιας βάσης για μια ορισμένη θερμοκρασία. Δηλαδή, όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή της Kb τόσο ισχυρότερη είναι η βάση.
εικόνα
Στα ασθενή οξέα ένα μικρό μόνο ποσοστό των οξέων ιοντίζεται, όπως φαίνεται στο σχήμα.



• Η σταθερά ιοντισμού οξέος συμβολίζεται Κa από το αρχικό της αγγλικής λέξης acid που σημαίνει οξύ.
εικόνα
Στις ασθενείς βάσεις ένα μικρό ποσοστών των μορίων τους δέχονται Η+ από τα μόρια νερού.



• Η σταθερά ιοντισμού βάσης συμβολίζεται Kb από το αρχικό της αγγλικής λέξης base που σημαίνει βάση.
Συνοψίζοντας, στα ισχυρά οξέα και τις ισχυρές βάσεις οι ισορροπίες ιοντισμού είναι μετατοπισμένες προς τα δεξιά και οι σταθερές ιοντισμού έχουν υψηλές τιμές (π.χ. 102-109). Αντίθετα, στα ασθενή οξέα και βάσεις οι ισορροπίες ιοντισμού είναι μετατοπισμένες προς τα αριστερά και οι σταθερές ιοντισμού έχουν χαμηλές τιμές (π.χ. 10-4-10-15). Πίνακας με τις τιμές των Ka διαφόρων χαρακτηριστικών οξέων στους 25 ºC και των Kb των συζυγών τους βάσεων δίνεται μετά τα παραδείγματα

Παράδειγμα 5.7
Διάλυμα ασθενούς μονοπρωτικού οξέος ΗΑ συγκέντρωσης 0,01 Μ, έχει βαθμό ιοντισμού α = 0,01. Να βρεθεί η Ka του οξέος και το pH του διαλύματος.
ΛΥΣΗ
Ως γνωστό βαθμός ιοντισμού του ασθενούς οξέος ορίζεται το κλάσμα:
εικόνα
Από τον ορισμό αυτό προκύπτει ότι αν έχουμε αρχική συγκέντρωση ηλεκτρολύτη c M, τότε ιοντίζονται αc M. Έτσι, προκύπτει ο ακόλουθος πίνακας:
ιοντισμός ΗΑ + Η2Ο ⇌ Η3Ο+ + Α-
αρχικά / Μ
ιοντίζονται - παράγονται / Μ		 0,01
0,01•0,01
10-4
10-4
ισορροπία / Μ 0,01(1 – 0,01) 10-4 10-4

εικόνα

Θεωρούμε ότι 0,99 ≈ 1, οπότε προκύπτει Ka = 10-6. Επίσης,
[Η3Ο+] = 10-4 Μ. Συνεπώς, pH = 4.

Εφαρμογή
Διάλυμα ΝΗ3, 0,1 Μ έχει Kb = 10-5. Να βρεθεί ο βαθμός ιοντισμού της ΝΗ3 στο διάλυμα αυτό και το pH του διαλύματος.

(α = 10-2, pH =11)


Παράδειγμα 5.8
Διάλυμα μονοπρωτικού οξέος ΗΑ συγκέντρωσης c M έχει βαθμό ιοντισμού α. Να βρεθεί η τιμή της Ka σε συνάρτηση με τα c και α.
ΛΥΣΗ

• Οι Ka και Kb έχουν μονάδες (mol/L), οι οποίες συνήθως παραλείπονται χάριν ευκολίας. Όμως, σε κάθε περίπτωση οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και προϊόντων θα πρέπει να εκφράζονται σε mol/L

ιοντισμός ΗΑ + Η2Ο ⇌ Η3Ο+ + Α-
αρχικά / M
ιοντίζονται - παράγονται / M		 c
αc
αc
αc
ισορροπία c (1-α) αc αc

εικόνα
Αν το α είναι πολύ μικρότερο από το 1, μπορούμε με ανεκτό σφάλμα να θεωρήσουμε 1 – α ≈ 1 και έχουμε:
εικόνα
Εφαρμογή
Δίνεται διάλυμα βάσης Β συγκέντρωσης c M και βαθμού ιοντισμού α. Να βρεθεί η Kb της βάσης

Νόμος αραιώσεως του Ostwald

Οι σχέσεις
Ka = α2c /(1-α)
Kb = α2c /(1-α)

αποτελούν μαθηματικές εκφράσεις του νόμου αραιώσεως του Ostwald. O νόμος αυτός συσχετίζει το βαθμό ιοντισμού, τη σταθερά ιονισμού και τη συγκέντρωση ενός ασθενούς μονοβασικού οξέος ή μιας ασθενούς μονόξινης βάσης.

Από την απλοποιημένη μορφή του νόμου
Kb = α2c
Ka = α2c

βγάζουμε το συμπέρασμα ότι για σταθερή τιμή θερμοκρασίας (K σταθερό) όσο αραιώνουμε ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη τόσο η τιμή του α αυξάνει.

Απλοποιήσεις

Για την απλούστευση των υπολογισμών μπορούμε να κάνουμε τις εξής προσεγγίσεις:
  • Αν α ≤ 0,1 , τότε 1 - α ≈ 1 και c- x ≈ c
(όπου η x συγκέντρωση του οξέος ή βάσης που ιοντίζεται). Αν πάλι δίνεται η τιμή των Ka και c και ζητείται ο βαθμό ιοντισμού α, μπορούμε να κάνουμε την προσέγγιση:
  • Αν Ka /c ≤ 0,01, τότε 1 - α ≈ 1 και c- x ≈ c
εικόνα
W. Ostwald (1853-1932). Γερμανός χημικός. Σε συνεργασία με τον Arrhenius και van’t Hoff έθεσε τα θεμέλια της φυσικοχημείας. Το 1902 ανέπτυξε μέθοδο για την παραγωγή του ΗΝΟ3, η οποία εξακολουθεί και σήμερα να έχει τεράστιο βιομηχανικό ενδιαφέρον. Η συμβολή του στη μελέτη της κατάλυσης και χημικής ισορροπίας του απέδωσε το βραβείο Νόμπελ χημείας το 1909. Αξίζει να σημειώσουμε, ότι ο Ostwald είναι πιθανόν ο τελευταίος μεγάλος χημικός που αρνήθηκε την αντίληψη περί ατόμων. Πίστευε πως όλα μπορούν να ερμηνευθούν με τη βοήθεια των ενεργειακών μεταβολών που συνοδεύουν τις φυσικοχημικές μεταβολές.

Σχέση που συνδέει την Ka οξέος και την Kb της συζυγούς βάσης

Σε ένα διάλυμα ασθενούς οξέος ΗΑ έχουμε:
ΗΑ + Η2Ο ⇌ Η3Ο+ + Α- (1)
Το ιόν Α-, όπως έχουμε αναφέρει, είναι η συζυγής βάση του οξέος ΗΑ. Το Α- αντιδρά με το νερό
Α- + Η2Ο ⇌ ΗΑ + ΟΗ- (2)
Η σταθερά ισορροπίας της (1) είναι η Ka του ΗΑ.
Η σταθερά ισορροπίας της (2) είναι η Kb της βάσης Α-.
Αν γράψουμε αυτές τις δύο Κ και πολλαπλασιάσουμε κατά μέλη προκύπτει:
εικόνα
δηλαδή,
Κa HA . Kb A- = Kw
Τη σχέση αυτή επαληθεύεται στον παρακάτω πίνακα:

ΠΙΝΑΚΑΣ 5.2 Σχετική ισχύς οξέων/ βάσεων κατά Brönsted – Lowry με βάση τις σταθερές ιοντισμού Ka / Kb αυτών στους 25 oC.
εικόνα

• Η αντίστροφη σχέση που υπάρχει ανάμεσα στη ισχύ του οξέος και της συζυγούς της βάσης μπορεί να γίνει κατανοητή αν σκεφτούμε ότι, το ισχυρό οξύ αποβάλλει εύκολα το πρωτόνιο του, πράγμα που σημαίνει ότι η συζυγής του βάση έχει μικρή «συμπάθεια» προς το πρωτόνιο και συνεπώς είναι μια ασθενής βάση. Αντίθετα, το ασθενές οξύ χάνει με δυσκολία το πρωτόνιο του πράγμα που σημαίνει ότι η συζυγής του βάση έχει μεγάλη «συμπάθεια» προς το πρωτόνιο και συνεπώς είναι μια ισχυρή βάση.
ΟΞΕΑ - ΒΑΣΕΙΣ
Με βάση τον παραπάνω πίνακα, που δίνει τις σχετικές δραστικότητες των οξέων - βάσεων, μπορούμε να προβλέψουμε την κατεύθυνση που έχει μια αντίδραση ενός οξέος- βάσης κατά Brönsted - Lowry. Οι αντιδράσεις αυτές, ως γνωστό, έχουν τη γενική μορφή:
οξύ + βάση ⇌ συζυγής βάση + συζυγές οξύ
Στις ισορροπίες αυτές ευνοείται η κατεύθυνση εκείνη που οδηγεί σε μεταφορά πρωτονίων από το ισχυρότερο οξύ προς την ισχυρότερη βάση.
  • Συμπερασματικά, στις αντιδράσεις οξέος - βάσης η ισορροπία μετατοπίζεται προς το ασθενέστερο οξύ και την ασθενέστερη βάση. Με άλλα λόγια, τα προϊόντα θα πρέπει να είναι πιο σταθερά (λιγότερα δραστικά ή πιο ασθενή ) από τα αντιδρώντα.

Παράδειγμα 5.9
Με βάση τον πίνακα 5.2 να προβλέψετε προς πια κατεύθυνση γίνεται η παρακάτω αντίδραση.
CH3COOH + CO32- ⇌ CH3COO- + HCO3-
ΑΠΑΝΤΗΣΗ
Η ισορροπία είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά, καθώς μ’ αυτό τον τρόπο ευνοείται ο σχηματισμός του ασθενέστερου οξέος (το HCO3- είναι ασθενέστερο του CH3COOH) και της ασθενέστερης βάσης (το CH3COO- είναι ασθενέστερο του CO32- )

Εφαρμογή
Να απαντήσετε με βάση τα δεδομένα του πίνακα 5.2 προς ποια κατεύθυνση είναι μετατοπισμένη η ισορροπία:
HNO3 + F- ⇌ NO3- + ΗF

Παρατήρηση

Με το παραπάνω σκεπτικό ουσίες όπως η CH3OH (μεθυλική αλκοόλη), με τιμή Ka μικρότερη από 10-14 δεν αντιδρούν με το Η2Ο. Επίσης ιόντα όπως το I-, το Cl- και το ΝΟ3-, με τιμή Kb μικρότερη από το 10-14 δεν αντιδρούν με το Η2Ο.

Παράδειγμα 5.10
Να βρεθεί το pH διαλύματος NaCl 0,2 M.
ΛΥΣΗ
Κατά τη διάλυση του στο Η2Ο το NaCl άλας διίσταται πλήρως, ως ιοντική ένωση, σύμφωνα με το σχήμα:
NaCl → Na+ + Cl-
0,2M 0,2M 0,2M
Το Na+ το οποίο στο διάλυμα βρίσκεται υπό τη μορφή του εφυδατωμένου ιόντος Na+ (H2O)x , είναι συζυγές οξύ της ισχυρής βάσης NaOH και

 
δεν αντιδρά με το H2O. Επίσης το Cl- όπως εξηγήσαμε, επειδή είναι συζυγής βάση του HCl που είναι ισχυρότατο οξύ, δεν αντιδρά με το Η2Ο. Δηλαδή τα δύο αυτά ιόντα Na+ και Cl- κυκλοφορούν «ελεύθερα» μέσα στο Η2Ο, χωρίς να αντιδρούν μαζί του. Οπότε, το διάλυμα του NaCl όπως και το καθαρό Η2Ο έχει: [Η+] = [ΟΗ-] = 10-7 Μ και pH = 7.

Εφαρμογή
Να βρεθεί το pH διαλύματος KBr 0,2 Μ.

( pH= 7 )


Παράδειγμα 5.11
Να βρεθεί το pH διαλύματος NH4Cl 0,1 M αν Kb NH3= 10-5 και Kw = 10-14.
ΛΥΣΗ
Το NH4Cl ως ιοντική ένωση διίσταται πλήρως
ΝΗ4Cl → NH4- + Cl-
0,1 Μ δίνουν 0,1 Μ 0,1 Μ
Στο διάλυμα εμφανίζονται δύο ιόντα, εκ των οποίων το ιόν Cl-, όπως εξηγήσαμε, δεν αντιδρά με το Η2Ο. Το άλλο ιόν, δηλαδή το ΝΗ4+, είναι συζυγές οξύ της ΝΗ3 και αντιδρά με το Η2Ο.
Η Κa του ΝΗ4+ βρίσκεται εύκολα από τη σχέση:
εικόνα
Συμπληρώνουμε το σχετικό πίνακα:
αντίδραση ΝΗ4+ + Η2Ο ⇌ ΝΗ3 + Η3Ο+
αρχικά / M
αντιδρούν - παράγονται / Μ		 0,1
x
x
x
ισορροπία / Μ (0,1 - x) x x

εικόνα
Θεωρούμε ότι, 0,1 – x ≈ 0,1 και βρίσκουμε x = 10-5 = [H3O+] και pH = 5.

Εφαρμογή
Να βρεθεί το pH διαλύματος KF 1 M αν Ka HF = 10-4 και Kw = 10-14.

( pH = 9 )

• Το διάλυμα ΝΗ4F c M περιέχει το οξύ ΝΗ4+ c M και τη βάση F- c M σε ίσες συγκεντρώσεις. Και τα δύο αυτά ιόντα αντιδρούν με το νερό. Γι’ αυτό και ο υπολογισμός του pH ενός τέτοιου διαλύματος είναι αρκετά πολύπλοκος. Εύκολα όμως, μπορούμε να προβλέψουμε αν είναι το διάλυμα είναι όξινο, βασικό ή ουδέτερο, συγκρίνοντας τις τιμές των Ka και Kb . Δηλαδή, το διάλυμα του ΝΗ4F είναι όξινο γιατί, Ka NH4+> Kb F- (βλέπε πίνακα 5.2).
ΟΞΕΑ - ΒΑΣΕΙΣ