Χημεια
Γ Γενικου Λυκειου - ΤεχνολογικηΣ ΚατευθυνσηΣ

Στο κεφάλαιο αυτό επανερχόμαστε σε ένα «γνωστό» θέμα. Στα «οξέα, βάσεις και άλατα». Όμως τώρα έχουμε «περισσότερα βέλη στη φαρέτρα μας». Μπορούμε πια να αναβαθμίσουμε τις γνώσεις μας πάνω στους ηλεκτρολύτες, βασισμένοι αφενός στις θεωρίες του χημικού δεσμού και αφετέρου στη χημική ισορροπία. Έτσι, θα ξεκινήσουμε με το μηχανισμό της διάστασης των ιοντικών ή ιοντισμού των μοριακών ενώσεων και τον καθοριστικό ρόλο του νερού. Θα προχωρήσουμε με τη θεωρία των Bronsted - Lowry, ώστε να περιλάβουμε περισσότερες αντιδράσεις μεταξύ οξέων και βάσεων (εξουδετερώσεις). Στη συνέχεια θα γίνει η διάκριση των ηλεκτρολυτών σε ισχυρούς και ασθενείς, στηριζόμενοι κατά κύριο λόγο στη  σταθερά ιοντισμού (που είναι μια σταθερά ισορροπίας) και όχι απλά μόνο στο βαθμό ιοντισμού, που είναι η απόδοση της αντίδρασης ιονισμού. Ο αυτοϊοντισμός του νερού θα δώσει τη βάση για τον καταρτισμό της κλίμακας του pΗ. Η αρχή του Le Chatelier θα κάνει την επίδραση κοινού ιόντος «εύκολη υπόθεση». Έτσι, ερμηνεύεται και η δράση των ρυθμιστικών διαλυμάτων, των οποίων ο ρόλος έχει μεγάλη σημασία στη φυσιολογία και το περιβάλλον. Το πρώτο μέρος του κεφαλαίου κλείνει με μια εργαστηριακή εφαρμογή των αντιδράσεων οξέων - βάσεων, τον ογκομετρικό προσδιορισμό οξέων ή βάσεων. Στην εφαρμογή αυτή οι δείκτες οξυμετρΐας - αλκαλιμετρίας παίζουν καθοριστικό ρόλο. Το κεφάλαιο τελειώνει με μια ετερογενή ισορροπία, την ισορροπία μεταξύ ιζήματος και του υπερκείμενου κορεσμένου διαλύματος, που είναι γνωστή ως γινόμενο διαλυτότητας.

Στο κεφάλαιο αυτό ξεπερνάμε το «μαθητικό μύθο» που θέλει την οξειδοαναγωγή σαν ένα σύνολο «στρυφνών» αντιδράσεων. Εδώ, με τη βοήθεια πάλι της ισορροπίας και της θερμοδυναμικής, απαντάμε στο ερώτημα πότε γίνεται μια αντίδραση οξειδοαναγωγής. Όπως στο κεφάλαιο των οξέων - βάσεων μετράμε την ισχύ με κριτήριο την Ka ή Kb, έτσι και εδώ η ισχύς των οξειδοαναγωγικών ουσιών προσδιορίζεται με βάση την τιμή του πρότυπου δυναμικού, Ε°. Επίσης, προσέξτε την έννοια του οξειδοαναγωγικού ζεύγους, που είναι σε πλήρη αντιστοιχία με αυτή του ζεύγους οξέος - συζυγούς βάσης.
Το κεφάλαιο ξεκινά «ανάποδα» από πρώτη όψη. Όμως, προτάσσει κανείς την έννοια του γαλβανικού στοιχείου ως μια πειραματική διάταξη που μετατρέπει τη χημική ενέργεια σε ηλεκτρική. Έτσι, εξοικειώνεται κανείς με το ηλεκτρόδιο ή ημιστοιχείο και το γαλβανικό στοιχείο, που είναι συνδυασμός δύο ηλεκτροδίων. Αν ένα από τα δύο ηλεκτρόδια είναι το πρότυπο ηλεκτρόδιο υδρογόνου τότε το μετρούμενο δυναμικό (κάτω από ορισμένες συνθήκες) είναι το πρότυπο δυναμικό Ε°. Προσεκτική ανάγνωση της τιμής του Ε° και της θέσης του στον σχετικό πίνακα θα μας δώσει τη σχετική ισχύ ενός οξειδοαναγωγικού ζεύγους. Έτσι, θα απαντάμε σε ερωτήσεις της μορφής «γιατί ο σίδηρος διαλύεται σε υδροχλωρικό οξύ, ενώ ο χαλκός όχι;». και γενικότερα θα μπορούμε να προβλέπουμε αν μια αντίδραση οξείδωσης - αναγωγής μπορεί να γίνει αυθόρμητα ή όχι. Το κεφάλαιο κλείνει με την πιο δημοφιλή εφαρμογή της ηλεκτροχημείας, τις μπαταρίες που είναι οι πιο προσιτές διατάξεις που μετατρέπουν μια αντίδραση οξειδοαναγωγής σε ρεύμα ηλεκτρικό.

Το κεφάλαιο αυτό πραγματεύεται τα ακόλουθα ειδικά θέματα Οργανικής Χημείας
    Στερεοϊσομερεια (ενάντιομέρεια και διαστερεομέρεια )
    Κατηγορίες οργανικών αντιδράσεων
    Οργανικές συνθέσεις -Διακρίσεις