3.2 Οξέα και Βάσεις

3.2.1 Ορισμός-Ονοματολογία -Ταξινόμηση Οξέων και Βάσεων

Οξέα

Τα οξέα περιέχονται σε πολλά τρόφιμα, ποτά, φάρμακα και άλλα υλικά καθημερινής χρήσης. Η ασπιρίνη, για παράδειγμα, περιέχει ακετυλοσαλικυλικό οξύ, τα λεμόνια κιτρικό οξύ, το ξίδι οξικό οξύ, η coca-cola φωσφορικό οξύ και διοξείδιο του άνθρακα (όξινο οξείδιο) κλπ. Στο στομάχι μας το υδροχλωρικό οξύ παίζει βασικό ρόλο στη λειτουργία της πέψης.

Ορισμός οξέων

Έχουν διατυπωθεί κατά καιρούς διάφορες θεωρίες σχετικά με τα οξέα. Μία πολύ ενδιαφέρουσα άποψη περί οξέων και βάσεων δόθηκε το 1675 από το Γάλλο φαρμακοποιό Lemery. O Lemery συσχέτισε τη χημική συμπεριφορά των οξέων και βάσεων με το σχήμα και τη δομή τους. Τα οξέα, σύμφωνα με τις απόψεις του Lemery, έχουν στην επιφάνειά τους «καρφιά», πράγμα που δικαιολογεί το γδάρσιμο που προκαλούν στο δέρμα μας. Αργότερα, το 1787 ο Γάλλος Lavoisier (1743 - 1794) παρατήρησε ότι η καύση ορισμένων στοιχείων, όπως είναι ο άνθρακας, το θείο, το άζωτο οδηγεί σε ενώσεις (οξείδια) οι οποίες διαλυόμενες στο νερό δίνουν οξέα. Με βάση το σκεπτικό αυτό ο Lavoisier χαρακτήρισε ως οξέα τις χημικές ενώσεις που περιέχουν αμέταλλο και οξυγόνο (οξύ + γεννώ).

Οι σύγχρονες αντιλήψεις περί οξέων και βάσεων έχουν αφετηρία τη θεωρία ηλεκτρολυτικής διαστάσεως του Σουηδού χημικού Arrhenius, σύμφωνα με την οποία οξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις που διαλυόμενες στο νερό παρέχουν κατιόντα υδρογόνου (Η⁺).

Συμβολισμός και ονοματολογία ανόργανων οξέων

Τα οξέα κατά Arrhenius έχουν το γενικό τύπο:

H_xA

όπου,

Α: είναι αμέταλλο, π.χ. Cl, ή ομάδα ατόμων (ρίζα), π.χ. SO₄, και x: ο αριθμός οξείδωσης του Α

Ανάλογα με το είδος του Α, τα οξέα μπορούν να ταξινομηθούν σε δύο κατηγορίες:

α. Τα μη οξυγονούχα οξέα, τα οποία ονομάζονται με την πρόταξη υδρο- στο όνομα του Α . Π.χ.,

HBr υδροβρώμιο

H₂S υδρόθειο

HCN υδροκυάνιο

Τα υδατικά διαλύματα αυτών των οξέων ονομάζονται με το αρχικό υδρο- και ακολουθεί η κατάληξη -ικό οξύ. Έτσι, για παράδειγμα, το υδατικό διάλυμα του αερίου HCl, δηλαδή το HCl(aq), ονομάζεται υδροχλωρικό οξύ.

β. τα οξυγονούχα οξέα, τα οποία ονομάζονται με το όνομα του Α και τη λέξη οξύ. Π.χ.,

HNO₃ νιτρικό οξύ

HClO₂ χλωριώδες οξύ

H₂SO₄ θειικό οξύ

Αλλη ταξινόμηση οξέων

1. Τα οξέα, ανάλογα με τον αριθμό των Η+ που αποδίδουν στα υδατικά τους διαλύματα, διακρίνονται σε μονοπρωτικά (ή μονοβασικά), διπρωτικά (ή διβασικά) κλπ. Έτσι έχουμε:

HCl: μονοπρωτικό οξύ

H₂SO₄: διπρωτικό οξύ

H₃PO₄: τριπρωτικό οξύ

2. Τα οξέα διακρίνονται επίσης σε ισχυρά, τα οποία δεχόμαστε ότι διίστανται (ή καλύτερα ιοντίζονται) πλήρως σε ιόντα, και ασθενή, που διίστανται μερικώς σε ιόντα. Στην τελευταία δηλαδή περίπτωση συνυπάρχουν στο διάλυμα αδιάστατα μόρια και ιόντα. Παρακάτω δίνονται χαρακτηριστικά παραδείγματα για κάθε περίπτωση:

Ισχυρά οξέα: HCl, HBr, HI, HNO₃

Ασθενή οξέα: H₂S, HCN, H₃PO₄

Δηλαδή έχουμε, HCl → H⁺ + Cl^- (ισχυρό οξύ)

HCN ⇌ H⁺ +CN^- (ασθενές οξύ)

Όπως είναι ευνόητο, διάλυμα ισχυρού οξέος π.χ. υδροχλωρικού οξέος (HCl), παρουσιάζει μεγάλη αγωγιμότητα. Στην περίπτωση αυτή η λάμπα που εικονίζεται στη διάταξη του παρακάτω σχήματος ανάβει έντονα. Αντίθετα, στην περίπτωση που έχουμε διάλυμα ασθενούς οξέος π.χ. φωσφορικού οξέος (H₃PO₄), η λάμπα ανάβει αμυδρά λόγω της μικρής συγκέντρωσης ιόντων στο διάλυμα.

ΣΧΗΜΑ 3.1 Πειραματική διάταξη για τη μέτρηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας διαλύματος. Σε διάλυμα ασθενούς οξέος η λάμπα ανάβει αμυδρά ή καθόλου. Αντίθετα, σε διάλυμα ισχυρού οξέος ίδιας συγκέντρωσης η λάμπα ανάβει έντονα.

Βάσεις

Οι βάσεις περιέχονται σε πολλά υλικά καθημερινής χρήσης. Τα αντιόξινα φάρμακα, που χρησιμοποιούνται όταν έχουμε στομαχικές διαταραχές, περιέχουν βάσεις, π.χ. υδροξείδιο του μαγνησίου (γάλα της μαγνησίας). Τα αποφρακτικά νιπτήρων και σωλήνων (π.χ. tuboflo) περιέχουν υδροξείδιο του νατρίου. Η βάση αμμωνία αποτελεί το βασικό συστατικό καθαριστικών σπιτιού (π.χ. Ajax). Το υδροξείδιο του ασβεστίου αποτελεί σημαντικό υλικό της οικοδομικής. Βάσεις επίσης χρησιμοποιούνται σε πολλές βιομηχανικές διεργασίες, όπως για την παρασκευή των σαπουνιών, της τεχνητής μέταξας, στην επεξεργασία χάρτου κλπ.

Ορισμός Βάσεων

Συμβολισμός και ονοματολογία ανόργανων βάσεων

Οι βάσεις κατά Arrhenius έχουν κατά το πλείστον το γενικό τύπο:

Μ(ΟΗ)_x όπου,

Μ: είναι μέταλλο, π.χ. Na, και x: ο αριθμός οξείδωσης του M
Οι βάσεις (υδροξείδια των μετάλλων) ονομάζονται με την πρόταξη της λέξης υδροξείδιο- στο όνομα του μετάλλου. Αν βέβαια το Μ έχει περισσότερους από έναν αριθμούς οξείδωσης, τότε στο τέλος της ονομασίας ακολουθεί ένας λατινικός αριθμός που δείχνει τον αριθμό οξείδωσης του Μ. Έτσι έχουμε:

NaOH υδροξείδιο του νατρίου

Ca(OH)₂ υδροξείδιο του ασβεστίου

Fe(OH)₂ υδροξείδιο του σιδήρου (II)

Να παρατηρήσουμε ότι η αμμωνία στα υδατικά της διαλύματα συμπεριφέρεται ως βάση, παρ’ όλο που δεν περιέχει υδροξείδιο. Τα ιόντα του υδροξειδίου σχηματίζονται από την αντίδραση (ιοντισμός):

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Ταξινόμηση βάσεων

1. Οι βάσεις, ανάλογα με τον αριθμό των ΟΗ^- που αποδίδουν στα υδατικά τους διαλύματα, διακρίνονται σε μονουδροξυλικές (ή μονόξινες), πολυυδροξυλικές (ή πολυόξινες). Έτσι έχουμε:

KOH: μονόξινη βάση

Ba(OH)₂: δισόξινη βάση

2. Οι βάσεις διακρίνονται επίσης σε ισχυρές, όταν διίστανται πλήρως σε ιόντα, και ασθενείς, όταν διίστανται μερικώς σε ιόντα. Παρακάτω δίνεται χαρακτηριστικό παράδειγμα για κάθε περίπτωση:

Ισχυρή βάση : NaOH → Na⁺ + OH^-

Ασθενής βάση: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Στην τελευταία περίπτωση (ασθενούς βάσης) προφανώς συνυπάρχουν στο διάλυμα αδιάστατα μόρια και ιόντα, γι αυτό και το διάλυμα παρουσιάζει σχετικά μικρή αγωγιμότητα.

3.2.2. Όξινος και Βασικός χαρακτήρας

Ιδιότητες οξέων

Τα οξέα παρουσιάζουν μία σειρά από κοινές ιδιότητες που ονομάζονται όξινος χαρακτήρας ή όξινες ιδιότητες ή όξινη αντίδραση. Οι κοινές αυτές ιδιότητες οφείλονται στην παρουσία κατιόντων υδρογόνου (Η⁺) σε υδατικά διαλύματά τους. Οι ιδιότητες αυτές είναι:

α. Όξινη γεύση

Τα οξέα έχουν ξινή γεύση.

β. Αλλάζουν το χρώμα των δεικτών

Οι δείκτες είναι ουσίες που αλλάζουν χρώμα ανάλογα με το περιβάλλον στο οποίο βρίσκονται (όξινο ή βασικό). Για παράδειγμα, η φαινολοφθαλεΐνη έχει ανοικτό κόκκινο χρώμα σε διάλυμα βάσης (π.χ. NaOH), το οποίο, όμως, με προσθήκη κατάλληλης ποσότητας οξέος χάνεται (αποχρωματισμός διαλύματος). Επίσης, το βάμμα του ηλιοτροπίου από μπλε χρώμα σε βασικό περιβάλλον, γίνεται κόκκινο σε όξινο περιβάλλον. Στο εμπόριο κυκλοφορούν ειδικές στενές λωρίδες χαρτιού διαποτισμένες με διάφορους δείκτες (πεχαμετρικό χαρτί). Έτσι, ανάλογα με το χρώμα που θα πάρει το χαρτί, όταν προσθέσουμε σ’ αυτό μία σταγόνα από το διάλυμα, καταλαβαίνουμε πόσο όξινο ή πόσο βασικό είναι το διάλυμα.

γ. Αντιδρούν με μέταλλα

Ορισμένα δραστικά μέταλλα αντιδρούν με διαλύματα οξέων ελευθερώνοντας αέριο υδρογόνο π.χ. Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g)

ΣΧΗΜΑ 3.2 Η αντίδραση ενός δραστικού μετάλλου με οξύ μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την εργαστηριακή παρασκευή του υδρογόνου.

δ. Αντιδρούν με βάσεις

Η αντίδραση αυτή μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης προς σχηματισμό άλατος και νερού ονομάζεται εξουδετέρωση. Ουσιαστικά η εξουδετέρωση είναι η αντίδραση των Η⁺ του οξέος και των ΟΗ^- της βάσης προς σχηματισμό νερού.

ε. Άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα και κατά την ηλεκτρόλυσή τους ελευθερώνεται υδρογόνο στην κάθοδο

Τα ιόντα που προέρχονται από τη διάσταση του οξέος, όπως ήδη έχουμε αναφέρει, είναι φορείς ηλεκτρικού ρεύματος (βλέπε σχήμα 3.1). Μάλιστα η αγωγιμότητα, η ευκολία δηλαδή που περνά το ρεύμα, συσχετίζεται με την ισχύ του ηλεκτρολύτη. Πειραματικά έχει διαπιστωθεί ότι η διαβίβαση συνεχούς ρεύματος σε διάλυμα οξέος απελευθερώνει στην κάθοδο (αρνητικό πόλο της πηγής) αέριο Η₂. Η διαδικασία αυτή ονομάζεται ηλεκτρόλυση. Ηλεκτρόλυση, γενικώς, είναι το σύνολο των χημικών αντιδράσεων που λαμβάνουν χώρα κατά τη διαβίβαση συνεχούς ρεύματος σε διαλύματα ηλεκτρολυτών.

Ιδιότητες βάσεων

Με ανάλογο τρόπο οι βάσεις παρουσιάζουν μία σειρά από κοινές ιδιότητες που ονομάζονται βασικός ή αλκαλικός χαρακτήρας ή βασική αντίδραση. Οι κοινές αυτές ιδιότητες των βάσεων, που οφείλονται στην παρουσία του ανιόντος υδροξειδίου (ΟΗ^-), είναι:

α. Αφή σαπωνοειδής και καυστική γεύση

β. Αλλάζουν το χρώμα των δεικτών

Π.χ. η φαινολοφθαλεΐνη σε διάλυμα οξέος είναι άχρωμη, ενώ με προσθήκη κατάλληλης ποσότητας βάσης αποκτά ανοικτό κόκκινο χρώμα (το διάλυμα χρωματίζεται).

γ. Εξουδετερώνουν τα οξέα

δ. Αγουν το ηλεκτρικό ρεύμα τόσο τα τήγματα βάσεων όσο και τα υδατικά τους διαλύματα.

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος βάσης απελευθερώνεται στην άνοδο (θετικός πόλος πηγής) αέριο O₂.

To pH (πε -χα)

Σε κάθε υδατικό διάλυμα οξέος ή βάσης υπάρχουν κατιόντα υδρογόνου (Η⁺) και ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ^-). Οι ποσότητες αυτές των ιόντων καθορίζουν το πόσο όξινο ή βασικό είναι το διάλυμα.

Έτσι, αν το πλήθος των Η⁺ είναι μεγαλύτερο από αυτό των ΟΗ^-, τότε το διάλυμα χαρακτηρίζεται όξινο. Αντίθετα, αν το πλήθος των Η⁺ είναι μικρότερο από των ΟΗ^-, τότε το διάλυμα χαρακτηρίζεται βασικό. Τέλος, αν το πλήθος των Η⁺ είναι περίπου ίδιο με αυτό των ΟΗ^-, τότε έχουμε ουδέτερο διάλυμα.

To pH εκφράζει πόσο όξινο ή βασικό είναι ένα διάλυμα, αποτελεί δηλαδή ένα μέτρο της οξύτητας αυτού.

➢ To pH παίρνει πρακτικά τιμές από 0 ως 14. Στα ουδέτερα διαλύματα (π.χ. στο νερό) το pH =7. Στα όξινα διαλύματα έχουμε pH<7 και μάλιστα, όσο μικρότερη είναι η τιμή αυτή, τόσο πιο όξινο είναι το διάλυμα. Στα βασικά διαλύματα έχουμε pH>7 και μάλιστα, όσο μεγαλύτερη είναι η τιμή αυτή, τόσο πιο βασικό είναι το διάλυμα.

Διαγραμματικά έχουμε:

To pH ενός διαλύματος μπορεί να προσδιοριστεί κατά προσέγγιση με τη βοήθεια των δεικτών. Ιδιαίτερα εύχρηστος είναι ο λεγόμενος παγκόσμιος δείκτης (universal), ο οποίος κυκλοφορεί στο εμπόριο συνήθως σε μορφή στενών λωρίδων χαρτιού διαποτισμένων με το δείκτη. Ο δείκτης αυτός για κάθε τιμή του pH από 0 ως 14 παίρνει διαφορετικό χρώμα και μάλιστα με τη σειρά που έχουν τα χρώματα στο φάσμα του λευκού φωτός (ουράνιο τόξο), όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα.

Η ακριβής, όμως, μέτρηση του pH διαλύματος γίνεται με ένα όργανο που λέγεται πεχάμετρο και που είναι ίσως το «δημοφιλέστερο» και σίγουρα το πιο απαραίτητο όργανο κάθε χημικού εργαστηρίου.

ΣΧΗΜΑ 3.5 Ο προσδιορισμός του pH με πεχάμετρο μπορεί να γίνει με μεγάλη ακρίβεια.

To pH έχει πολλές εφαρμογές στην καθημερινή μας ζωή. Στην τηλεόραση πολλές φορές έχουμε ακούσει τον όρο pH στις διαφημίσεις των σαμπουάν, των σαπουνιών κλπ. Σήμερα γνωρίζουμε το pH πολλών βιολογικών υγρών, χυμών, ποτών και ειδών διατροφής. Στο σχήμα που ακολουθεί φαίνονται οι τιμές pH μερικών γνωστών διαλυμάτων:

ΣΧΗΜΑ 3.6 Τιμές pH ορισμένων γνωστών μας διαλυμάτων.