οξέα

Χρήστος Κούτρας, Χημικός, Μ.Sc.

βάσεις

άλατα

1

οξέαΑκετυλοσαλικυλικό οξύ

Κιτρικό οξύ

Οξικό οξύ

Φωσφορικό οξύ

Υδροχλωρικό οξύ

Ελαϊκό οξύ

Tα οξέα Ορισμός (κατά Arrhenius): οξέα ονομάζονται

οι υδρο-γονούχες ενώσεις οι οποίες, όταν διαλύονται στο νερό, δίνουν κατιόντα υδρογόνου (Η+).

Γενικός τύπος γραφής: ΗxA,

όπου Α-x : ανιόν (εκτός Ο-2 & ΟΗ-) Τι ονομάζεται όξινος χαρακτήρας; Απ.: Ονομάζεται το σύνολο των κοινών

ιδιοτήτων των υδατικών διαλυμάτων των οξέων.

Ποιες είναι οι κοινές ιδιότητες των υδατικών διαλυ-μάτων των οξέων; έχουν χαρακτηριστική ξινή γεύση (π.χ. ξίδι:

περιέχει οξικό οξύ)

μεταβάλλουν το χρώμα των δεικτών (π.χ. ο δείκτης

μπλε της βρομοθυμόλης, αν προστεθεί σε διάλυμα οξέος, αποκτά κίτρινο χρώμα. Αντιδρούν με ανθρακικά άλατα και παράγουν

CO2(g):

οξύ + ανθρακικό άλας … + CO2(g)• Στα ανθρακικά άλατα ανήκει η σόδα πλυσίματος

(Νa2CO3), η μα-γειρική σόδα (ΝaHCO3) και το ανθρακικό ασβέστιο (CaCO3) που αποτελεί το κύριο συστατικό στο μάρμαρο, στην κιμωλία, στο κέλυφος ενός αυγού ή σ’ ένα όστρακο.

• Το διοξείδιο του άνθρακα προκαλεί θόλωμα στο διαυγές διάλυ-μα του ασβεστόνερου .

Αντιδρούν με πολλά μέταλλα και ελευθερώνουν αέριο υδρογόνο (Η2):

οξύ + μέταλλο … + Η2(g)• Για να αντιδράσει-διαλυθεί ένα μέταλλο σε διάλυμα

οξέος πρέπει το μέταλλο αυτό να είναι αριστερά του [Η] στην ηλεκτροχημική σειρά μειωμένης δραστικότητας των μετάλλων.

• Τα μέταλλα Cu, Ag, Hg, Pt και Αu δεν αντιδρούν με τα διαλύματα των περισσότερων οξέων.

• Το αέριο υδρογόνο που παράγεται από την αντίδραση ανιχνεύε-ται από τη χαρακτηριστική του ιδιότητα να καίγεται με κρότο (μικρή έκρηξη: 2Η2(g) + Ο2(g) 2Η2Ο(g) )

Πού οφείλονται οι κοινές ιδιότητες των διαλυμάτων των οξέων;

Απ: Οφείλονται στα υδρογονοκατιόντα (Η+) που περιέ- χουν όλα τα διαλύματα των οξέων. Χημικές εξισώσεις που περιγράφουν τη διάλυση

ορισμένων οξέ-ων στο νερό: a) υδροχλώριο: ΗCl(aq) H+

(aq) + Cl-(aq)

β) θειικό οξύ: Η2SO4(aq)

γ) οξικό οξύ: CΗ3COOH(aq) + Η2Ο(l)

2H+(aq) + SO4

-

2(aq) H3Ο+

(aq) + CH3COO-(aq)

διάλυμα ασθενούς

oξέος

διάλυμα ισχυρού οξέος

Aπό τα μόρια των ασθενών οξέων, μόνο ένα μέρος τους διαλύεται στο νερό και μετατρέπεται σε ιόντα. Αντίθετα, όλα τα μόρια των ισχυρών ο-ξέων διαλύονται στο νερό και μετατρέπονται πλήρως σε ιόντα.

Ονοματολογία των οξέων του τύπου ΗxA

Mη οξυγονούχα οξέα (Α: F-, Cl- Br-, I-, S-2, CN-, …):

Ονομάζονται σύμφωνα με το σχήμα:

υδρο-όνομα του Α

π.χ. ΗCl (g):

υδρόθειο: Οξυγονούχα οξέα (Α: ΝΟ3

-, SO4-2, PO4

-3, …):

Ονομάζονται σύμφωνα με το σχήμα:

όνομα του Α οξύ

π.χ. ΗΝΟ3 :

φωσφορικό οξύ:

Τα «κοινά» ονόματα ορισμένων οξέων είναι:

Η2SO4: βιτριόλι, ΗCl: σπίρτο του άλατος, ΗΝΟ3: ακουαφόρτε

υδροχλώριο (όμως ΗCl(aq) : υδροχλωρικό οξύ)

H2S

νιτρικό οξύ

Η3PO4

Όνομα Χημικός τύπος Πού βρίσκεται;

υδροχλώριο ΗCl γαστρικό υγρό

θειικό οξύ H2SO4 υγρό μπαταρίας

φωσφορικό οξύ H3PO4 coca cola, pepsi cola

οξικό οξύ CH3COOH ξίδι

μυρμηκικό οξύ ΗCOOH καθαριστικό καφετιέρας

ανθρακικό οξύ H2CO3 αναψυκτικά

κιτρικό οξύ C6H8O7 εσπεριδοειδή

γαλακτικό οξύ C3H6O3 γιαούρτι

τρυγικό οξύ C4H6O6 κρασί

ασκορβικό οξύ C6H8O6 βιταμίνη C

ακετυλοσαλικυλικό οξύ C9H8Ο4 ασπιρίνη

Μερικά οξέα γνωστά από την καθημερινή ζωή

Πρωτολυτικοί δείκτες ή δείκτες

Ορισμός: είναι οι ουσίες που αλλάζουν χρώμα παρουσία οξέων ή βάσεων.

Κατηγορίες: φυσικοί δείκτες (τσάι, κόκκινο λάχανο,

ραδίκια κ.ά.) εργαστηριακοί δείκτες (βάμμα ηλιοτροπίου,

ηλιαν-θίνη, φαινολοφθαλεΐνη, μπλε της βρομοθυμόλης)

Με τους δείκτες διαπιστώνουμε αν ένα διάλυμα είναι ό-ξινο ή βασικό. Δείκτης όξινο διάλυμα βασικό διάλυμα

φαινολοφθαλεΐνη - ερυθροϊώδες

βάμμα του ηλιοτροπίου κόκκινο μπλε

ηλιανθίνη κόκκινο κίτρινο

μπλε της βρομοθυμόλης κίτρινο μπλε

Επίδραση των οξέων σε ανθρακικά άλατα: CaCO3(s) + 2HCl(g) CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)

Na2CO3(s) + H2SO4(l) NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) CH3COONa(aq) + CO2(g) + H2O(l)

(πρόκειται για αντιδράσεις διπλής αντικατάστασης) Επίδραση των οξέων στα μέταλλα:

Μg(s) + 2HCl(aq) Al(s) + 6HCl(aq) Cu(s) + HCl(aq) (πρόκειται για αντιδράσεις απλής αντικατάστασης)

ξίδι + σόδα

Na2SO4(aq) + CO2(g) + H2O(l)

MgCl2(aq) + H2(g)2AlCl3(aq) + 3H2(g)X

Βάσεις

Υδροξείδιο του

μαγνησίου

Αμμωνία

Υδροξείδιο του νατρίου

Υδροξείδιο του

ασβεστίου Υδροξείδιο του

νατρίου ή καλίου για παρασκευή

σαπουνιών

Oι Bάσεις Ορισμός (κατά Arrhenius): βάσεις

ονομάζονται οι υ-δρογονούχες ενώσεις οι οποίες, όταν διαλύονται στο νερό, δίνουν ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ-).

Γενικός τύπος γραφής: Μ(ΟΗ)x

όπου M+x : κατιόν μετάλλου Τι ονομάζεται βασικός χαρακτήρας; Απ.: Ονομάζεται το σύνολο των κοινών

ιδιοτήτων των υδατικών διαλυμάτων των βάσεων.

Ποιες είναι οι κοινές ιδιότητες των υδατικών διαλυ-μάτων των βάσεων; έχουν καυστική ή πικρή γεύση έχουν σαπωνοειδή αφή μεταβάλλουν το χρώμα των δεικτών (π.χ. ο

δείκτης φαινολοφθαλεΐνη είναι κόκκινος σε βασικό διάλυμα.)

Πού οφείλονται οι κοινές ιδιότητες των διαλυμάτων των οξέων;

Απ: Οφείλονται στα ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ-) που πε- ριέχουν όλα τα διαλύματα των βάσεων. Χημικές εξισώσεις που περιγράφουν τη διάλυση

ορισμένων βά-σεων στο νερό: a) υδροξείδιο του Να: ΝaOH(aq) OH-

(aq) + Na+

(aq)

β) υδροξείδιο του Ca: Ca(OH)2(aq)

γ) αμμωνία: ΝΗ3(aq) + Η2Ο(l) ΟΗ-(aq) + ΝΗ4

+(aq)

Η αμμωνία είναι ασθενής βάση, αφού μόνο ένα μέρος των μορίων της που διαλύονται στο νερό μετατρέπεται σε ιόντα (5%). Αντίθετα, τα υδροξείδια των μετάλλων είναι ισχυρές βάσεις, α-φού ολόκληρη η ποσότητά τους που διαλύεται στο νερό μετα-τρέπεται πλήρως σε ιόντα.

2OH-(aq) + Ca+2

(aq)

Ονοματολογία των βάσεων του τύπου Μ(ΟΗ)χ

Ονομάζονται σύμφωνα με το σχήμα:υδροξείδιο του Μ

π.χ. ΝαΟΗ:

υδροξείδιο του ασβεστίου: Fe(OH)3:

Βάσεις που δεν αντιστοιχούν στον τύπο Μ(ΟΗ)x : NH3: αμμωνία

Βάσεις γνωστές από την καθημερινή ζωή:

όνομα χημικός τύπος πού βρίσκεται;

καυστικό νάτριο ΝαΟΗ αποφρακτικά

καυστικό κάλιο ΚΟΗ σαπούνια

καυστικό ασβέστιο Ca(OH)2 οικοδομή

αμμωνία NH3 καθαριστικό τζαμιών

υδροξείδιο του νατρίου Ca(OH)2 υδροξείδιο του σιδήρου (ΙΙΙ)

Η κλίμακα pH Οξύτητα: είναι η ιδιότητα κάθε υδατικού

διαλύματος, η οποία εκφράζει πόσο όξινο είναι το διάλυμα αυτό.

Όσο μεγαλύτερη είναι η οξύτητα ενός διαλύματος τόσο μεγαλύτερη είναι η περιεκτικότητα του διαλύματος σε Η+, δηλαδή, τόσο περισσότερα Η+ υπάρχουν σε ορισμένο όγκο του διαλύματος.

Το κυριότερο μέτρο οξύτητας ενός διαλύματος είναι το pH (πε-Χα) του διαλύματος αυτού: όσο μικρότερη είναι η τιμή pH ενός διαλύματος, τόσο πιο μεγάλη είναι η οξύτητά του.

Ορισμός pH: pH = -log[H3O+] = -log[H+] To pH των υδατικών διαλυμάτων παίρνει

συνήθως τιμές από 0 έως 14 (στους 25 οC), τόσο φυσικές όσο και ακέραιες.

Πώς μετράμε το pH ενός διαλύματος; α) με πεχάμετρο (ηλεκτρονική συσκευή για

ακριβή μέ- τρηση pH)

β) με πεχαμετρικό χαρτί (μέτρηση pH κατά προσέγγιση με χρήση ενός ειδικού απορροφητικού χαρτιού εμπο- τισμένου με μίγμα δεικτών (δείκτης Universal).

Το pH του καθαρού νερού Το καθαρό νερό διαθέτει πάντοτε μια πολύ μικρή

περιε-κτικότητα σε υδρογονοκατιόντα, λόγω του ότι ένα πάρα πολύ μικρό ποσοστό των μορίων του νερού (1 στα 500.000.000 μόρια) δίνει ιόντα, σύμφωνα με τη χημική εξίσωση:

Η2Ο(l) H+(aq) + OH-

(aq)

To καθαρό νερό, όπως και κάθε υδατικό διάλυμα, περιέχει κατιό- ντα Η+ αλλά και ανιόντα ΟΗ-.

Στο καθαρό νερό το πλήθος των Η+ είναι ίσο με το πλήθος των ΟΗ-.

Και στο καθαρό νερό, λόγω Η+ , αντιστοιχεί μια τιμή pH: pH = 7 (στους 25 oC)

Όξινα, βασικά & ουδέτερα διαλύματα:

σχέση Η+ & ΟΗ- (ορισμός)

κλίμακα pH

(25 οC)

παράδειγμα

oυδέτερο διάλυμα & Η2Ο(l)

αριθμ. Η+ = αριθμ. ΟΗ-

pH = 7 διάλυμα ΝαCl,διάλυμα ζάχαρης

όξινο διάλυμα(διάλυμα οξέος)

αριθμ. Η+ > αριθμ. ΟΗ-

pH < 7 διάλυμα ΗCl,διάλυμα CH3COOH

βασικό διάλυμα(διάλυμα βάσης)

αριθμ. Η+ < αριθμ. ΟΗ-

pH > 7 διάλυμα ΝαΟΗ, διάλυμα ΝΗ3

Κατά την αραίωση (+Η2Ο) ενός υδατικού διαλύματος, το pH του διαλύ- ματος τείνει στην τιμή 7 (25 οC): κατά την αραίωση όξινου διαλύματος: pHαρχικό< pHτελικό< 7

(δηλ. pH) κατά την αραίωση βασικού διαλύματος: 7< pHτελ.< pHαρχ.

(δηλ. pH) κατά την αραίωση ουδέτερου διαλύματος: pHαρχ.=pHτελ.=7

(δηλ. pH-) Κατά την προσθήκη οξέος σε υδατικό δ/μα: pH Kατά την προσθήκη βάσης σε υδατικό διάλυμα: pH Όσο πιο όξινο είναι ένα διάλυμα, τόσο πιο χαμηλό pH

διαθέτει. Όσο πιο βασικό είναι ένα διάλυμα, τόσο πιο υψηλό pH

διαθέτει. Κατά την ανάμειξη δύο διαλυμάτων Δ1 & Δ2, με pH1<pH2,

ισχύει: pH1<pHτελ.<pH2

1 2 3 4 5 6 8 9 10 11

γαστρικό υγρό

κολπικό υγρό

ούρασάλιοεγκεφαλικό υγρό

αίμαπαγκρεατικό υγρό

χολή7

pH και ανθρώπινο σώμα

όξινη περιοχή βασική περιοχή

Εξουδετέρωση

Eξουδετέρωση δ/τος ΗCl από δ/μα ΝαΟΗ

Η+

ΟΗ-

+

διάλυμα ΗCl (όξινο)

διάλυμα ΝαΟΗ

(βασικό)

διάλυμα ΝαCl (ουδέτερο)

Εξουδετέρωση Ορισμός: είναι η αντίδραση μεταξύ των Η+ ενός

διαλύμα-τος οξέος με τα ΟΗ- ενός διαλύματος βάσης προς σχη-ματισμό μορίων νερού, κατά την ανάμειξη των δύο διαλυ-μάτων.

Συμβολισμός: Ιοντική χημική εξίσωση (κοινή για όλες τις

εξ/σεις): Η+

(αq) + ΟΗ-(aq) Η2Ο(l)

Moριακή χημική εξίσωση: οξύ + βάση άλας + νερόπ.χ. ΗCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Όταν αναμειγνύουμε ένα διάλυμα οξέος με ένα διάλυμα βάσης (εξουδετέρωση), το τελικό διάλυμα μπορεί να είναι όξινο, βασικό ή ουδέτερο, ανάλογα με τη σχέση Η+ & ΟΗ- στο διάλυμα.

Το γαστρικό υγρό περιέχει ΗCl (pH: 1 έως 2). Για να α-ντιμετωπίσουμε τις ενοχλήσεις στο στομάχι από την υ-περέκκρισή του, χρησιμοποιούμε αντιόξινα φαρμακευτικά σκευάσματα τα οποία περιέχουν βάση (Μg(OH)2 & Al(OH)3):

π.χ. ΗCl(aq) + Mg(OH)2(aq) Για την υπερέκκριση γαστρικού υγρού δεν επιτρέπεται η

χορή-γηση ασπιρίνης, γιατί περιέχει, ως δραστικό συστατικό, οξύ.

To όξινο τσίμπημα της μέλισσας, του κουνουπιού και της τσουκνίδας αντιμετωπίζεται με εξουδετέρωση από διάλυμα βάσης (π.χ. ΝΗ3) ή με διάσπαση ανθρακικού άλατος (π.χ. διάλυμα ΝαΗCO3: μαγειρική σόδα).

To βασικό τσίμπημα της σφήκας αντιμετωπίζεται με ε- ξουδετέρωση από διάλυμα οξέως (π.χ. ξίδι ή λεμόνι).

MgCl2(aq) + H2O(l) 22

άλατα

χλωριούχο νάτριο

νιτρικό αμμώνιοόξινο

ανθρακικό νάτριο

θειικός χαλκός (ΙΙ)

χλωριούχο

κοβάλτιο

Άλατα Ορισμός: Άλας ονομάζεται κάθε χημική ένωση η

οποία αποτελείται από ιόντα και μπορεί να προκύψει από την αντίδραση ενός οξέος με μια βάση:

οξύ + βάση άλας + νερό Γενικός τύπος γραφής: ΜyAx,

όπου M+x : κανιόν (μεταλλικό ή ΝΗ4+)

όπου Α-y : ανιόν (εκτός Ο-2 & ΟΗ-) Σχηματισμός κρυστάλλων χλωριούχου νατρίου (ΝaCl): προκύπτουν με ανάμειξη διαλύματος ΗCl με διάλυμα ΝαΟΗ

και στη συνέχεια θέρμανση του διαλύματος μέχρι να εξαερωθεί όλο το νερό:

Η+(aq) + Cl-

(aq) + Na+ (aq) + OH-

(aq) H2O(l) + Na+ (aq) + Cl-

(aq) και

Να+(αq) + Cl-(aq) NaCl(s) (κρύσταλλοι)

θέρμανση

Σχηματισμός κρυστάλλων θειικού βαρίου (BaSO4):

προκύπτουν με ανάμειξη διαλύματος Η2SO4 με διάλυμα Ba(ΟΗ)2. Το διάλυμα θολώνει και βαθμιαία καταβυθίζεται στον πυθμένα του δοχείου ένα λευκό κρυσταλλικό υπόλειμμα , που είναι το άλας του BaSO4(s):

2Η+

(aq) + SO4-2

(aq) + Ba+2 (aq) + 2OH-

(aq) 2H2O(l) + BaSO4(s)

Eυδιάλυτα και δυσδιάλυτα άλατα: Ευδιάλυτα: ονομάζονται τα αλάτια που διαλύονται

πολύ στο νερό. (Π.χ. το άλας NaCl είναι ευδιάλυτο στο νερό γιατί σε 100 g νερού (25 oC) μπορούν να διαλυθούν έως 36 g NaCl.)

Δυσδιάλυτα: ονομάζονται τα αλάτια που διαλύονται ελά-χιστα στο νερό. (Π.χ. το άλας CaSO4 (γύψος) είναι δυσδιάλυτο στο νερό γιατί σε 100 g νερού (25 oC) μπορούν να διαλυθούν το πολύ 0,21 g CaSO4.)

διάλυση ΝαCl(s) στο νερό

(ευδιάλυτο)

διάλυση Sr3P2(s) στο νερό (δυσδιάλυτο)

Ονοματολογία των aλάτων ΜyAx

Mη οξυγονούχα άλατα (Α: F-, Cl- Br-, I-, S-2, CN-, …):

Ονομάζονται σύμφωνα με το σχήμα:

όνομα Α -ούχο (ή -ίδιο) + όνoμα Μ

π.χ. ΝαCl :

θειούχος σίδηρος (ΙΙΙ) : Οξυγονούχα άλατα (Α: ΝΟ3

-, SO4-2, PO4

-3, …):

Ονομάζονται σύμφωνα με το σχήμα:

όνομα του Α + όνομα Μ

π.χ. ΚΝΟ3 :

φωσφορικό μαγνήσιο:

Τα «κοινά» ονόματα ορισμένων αλάτων είναι:

NaCl: κοινό αλάτι, CaCO3: ασβεστόλιθος, ΝαΗCΟ3: μαγειρική σόδα

χλωριούχο νάτριο (ή χλωρίδιο του νατρίου)

Fe2S3

νιτρικό κάλιο Μg3(PO4)2

Αλυκές • Το θαλασσινό νερό αποτε-λεί το 97% της συνολικής ποσότητας του νερού της Γης και είναι αλμυρό γιατί περιέχει χλωριούχο νάτριο ή μαγειρικό αλάτι.

• Όταν συγκεντρώνεται σε αβαθείς λεκάνες και με την επίδραση των υψηλών θερ-μοκρασιών του καλοκαι-ριού το νερό εξατμίζεται και το αλάτι κρυσταλλώνεται και συλλέγεται.

• Το μαγειρικό αλάτι περιέχει σε μικρές ποσότητες και άλλα άλατα όπως χλωριού-χο κάλιο και χλωριούχο μα-γνήσιο.

Αλυκή Πολυχνίτου Λέσβου

Πρωτόγονη αλυκή στα Κύθηρα