Το κεφάλαιο "Ιοντική Ισορροπία" προέρχεται απο το σχολικό βοήθημα "Γενική Χημεία Γ Λυκείου" Κ. Καλαματιανός. Λεπτομερής περιγραφή του βιβλίου και αποσπάσματα του δίνονται στον παρακάτω ιστότοπο όπου είναι δυνατό να αγορασθεί και σε ειδική προνομιακή τιμή με αντικαταβολή (περιορισμένος αριθμός βιβλίων). https://sites.google.com/site/kalamatianosbooks/

1. ÊÙÓÔÁÓ ÊÁËÁÌÁÔÉÁÍÏÓ
ÃÅÍÉÊÇ ×ÇÌÅÉÁ
( ô Ëõêåßïõ ÈåôéêÞò Êáôåýèõíóçò)
Èåùñ ß á - Ì å è ï ä ï ë ï ã ß á
4 0 0 Ëõ ì Ý í å ò Áó ê Þ ó å é ò

2. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Σχήμα 2-7: Το Η+ είναι ένα οξύ σύμφωνα με τον ορισμό του Lewis καθώς δέχεται ζεύγος ηλεκτρονίων ενώ το ΟΗ- βάση
αφού είναι δότης ζεύγους ηλεκτρονίων.
222...111...333 ΟΟΟΞΞΞΕΕΕΑΑΑ ΚΚΚΑΑΑΙΙΙ ΒΒΒΑΑΑΣΣΣΕΕΕΙΙΙΣΣΣ:::
i. Πώς διαχωρίζονται οι ηλεκτρολύτες17 σε ισχυρούς και ασθενείς με βάση την διάστασή (ιο
222
ΙΙΙΟΟΟΝΝΝΤΤΤΙΙΙΣΣΣΜΜΜΟΟΟΣΣΣ ΟΟΟΞΞΞΕΕΕΩΩΩΝΝΝ &&& BBBAΣΣΣΕΕΕΩΩΩΝΝΝ ––– ΙΙΙΟΟΟΝΝΝΤΤΤΙΙΙΚΚΚΗΗΗ IIIΣΣΣΟΟΟΡΡΡΡΡΡΟΟΟΠΠΠΙΙΙΑΑΑ
ΣΚΟΠΟΣ
Σκοπός
ντισμό)
την μού
σε αυτή την ενότητα είναι να παρουσιασθεί:
v. προκύπτουν από την διάσταση ενός
ισχυρού ηλεκτρολύτη στο νερό στην χημική ισορροπία.
vi. Πώς υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις τον ιόντων που προκύπτουν από την διάσταση ενός
στην χημική ισορροπία.
τους στο νερό.
ii. Πως ορίζεται ο βαθμός ιοντισμού (α) ενός ηλεκτρολύτη.
iii. Ο αυτοϊονισμός του νερού και η σχέση που προκύπτει για σταθερά ιοντισ του kw.
iv. Πώς ορίζεται το pH και το pOH ενός διαλύματος.
Πώς υπολογίζονται οι συγκεντρώσεις τον ιόντων που
ασθενούς ηλεκτρολύτη στο νερό
ΠΡΟΣΔΟΚΩΜΕΝΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ
Όταν θα την μελέτη αυτής της ενότητας θα πρέπει να:
• Γνωρίζεις την βασική διαφορά μεταξύ ενός ισχυρού και ενός ασθενούς οξέος (αντίστοιχα ισχυρής ή
• Γνωρίζεις ποιοι είναι οι βασικοί «δείκτες»18 με τους οποίους ταξινομούμε τα οξέα ή τις βάσε
ις ως
έχεις ολοκληρώσει
ασθενούς βάσης).
προς την ισχύ τους και από ποιους παράγοντες εξαρτώνται.
γράψεις την σχέση για την σταθερά ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος ή βάσης.
• Είσαι σε θέση να
ΛΕΞΕΙΣ - ΚΛΕΙΔΙΑ
ηλεκτρολύτης, ισχυρό οξύ/βάση, ασθενές οξύ/βάση, ιοντισμός οξέος/βάσης, διάσταση οξέος/βάσης, πλήρης
ιοντισμός, μερικός ιοντισμός, βαθμός ιοντισμού, σταθερά ιοντισμού (ka, kb), πολυπρωτικό οξύ, χημική
17 Ηλεκτρολύτης λέγεται κάθε ουσία που διίσταται σε ιόντα όταν διαλύεται στο νερό. Παραδείγματα ηλεκτρολυτών
είναι τα οξέα, οι βάσεις και τα άλατα.
18 i) βαθμός ιοντισμού α ii) σταθερά ιοντισμού ka ή kb.

3. Ενότητα 2.1.2 : Οξέα και Βάσεις: Ιστορική αναδρομή – Xαρακτηριστικές ιδιότητες – Oρισμοί
ισορ οπία, αμφίδρομη αντίδραση, αρχή του Le Chatelier, αυτοϊοντισμός, σταθερά ιοντισμού ή γινόμενο
διαλύονται στο νερό καθώς και ότι ορισμένες βάσεις έχουν την τάση να δέχονται Η+ με μεγαλύτερη ευκολία
από άλλες. Από τα παραπάν
δ
και οι βάσεις μπορούν να χωρισθούν σε δύο μεγάλες κατηγορίες ανάλογα με την συμπεριφορά τους
ονται στο νερό:
223
ος αραιώσεως του Ostwald, υδρόλυση αλάτων.
ρ
ιόντων του νερού (kw), pH, pOH, νόμ
ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΕΝΟΤΗΤΑΣ 2.1.3
Με βάση τις έως τώρα γνώσεις σου στην χημεία προσπάθησε να αντιστοιχίσεις την σωστή απάντηση στις
πα ακάτω ερωτήσεις. Επαν ά την μελέτη της ενότητας και διαφορά εάν
ρ έλαβε το ίδιο μετ διαπίστωσε την
υπάρχει. σελίδα 393.
Οι απαντήσεις δίνονται στο τέλος του κεφαλαίου 2 στην
ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ
1
Ποιες είναι οι κύριες ουσίες που υπάρχουν σε ένα υδατικό
διάλυμα όταν διαλυθεί σε αυτό ΗCl (g);
2
Ποιες είναι οι κύριες ουσίες που υπάρχουν σε ένα υδατικό
διάλυμα όταν διαλυθεί σε αυτό ΗCN (g);
3
Ποια οξέα χαρακτηρίζονται ισχυρά;
4
Το νερό είναι ισχυρός ή ασθενής ηλεκτρολύτης;
5 Για να υπολογισθεί το pH ενός διαλύματος ποια ποσότητα
πρέπει να είναι γνωστή;
6 Ο βαθμός ιοντισμού μίας ασθενούς μονόξινης βάσης αυξάνει
ή ελαττώνεται με αραίωση του διαλύματος;
α) H+, CN-, Η2Ο
β) κυρίως ΗCN, Η2Ο και μικρή ποσότητα H+ και
CN-
γ) Η2Ο, ΗCl, H+
δ) Όσα διίστανται πλήρως όταν διαλύονται στο
νερό
ε) Ασθενής
στ) H+, Cl-, Η2Ο
ζ) Άλλες φορές ασθενής άλλες φορές ισχυρός
η) [H+]
θ) [H+] και [ΟH-]
ι) Aυξάνει
ια) Ελαττώνεται
Εάν στην ερώτηση 1 παραπάνω έχεις αντιστοιχίσει την απάντηση (στ) και στην ερώτηση (2) την απάντηση
(β) έχετε απαντήσει σωστά. Στην παρακάτω ενότητα περιγράφεται με αρκετή λεπτομέρεια γιατί οι
παντήσεις αυτές είναι σωστές, με βάση τις ιδιότητες που παρουσιάζουν οι ηλεκτρολύτες κατά τον ιοντισμό
υς όταν διαλύονται στο νερό. Στην επόμενη σελίδα παρουσιάζονται συνοπτικά, σε μορφή διαγράμματος
α
το
ροής, τα βασικά σημεία της ενότητας 2.1.3 – «Κατηγορίες οξέων και βάσεων».
Eξισώσεις διάστασης (ιοντισμού) οξέων και βάσεων. Ισχυρά και Ασθενή οξέα και
βάσεις.
Έχει παρατηρηθεί ότι μερικά οξέα έχουν την τάση να δίνουν Η+ με μεγαλύτερη ευκολία από ότι άλλα όταν
ω προκύπτει ότι η
ιάσταση ή ο ιοντισμός των ηλεκτρολυτών σε ιόντα δεν γίνεται πάντα στο ίδιο βαθμό.
Τα οξέα
όταν διαλύ
¾ Ισχυρά οξέα και βάσεις (ισχυροί ηλεκτρολύτες)19 είναι εκείνα που διίστανται πλήρως σε ιόντα όταν
διαλύονται στο νερό.
19 Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι τα άλατα, τα υδροξείδια των μετάλλων [(NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, CsOH,
Sr(OH)2] και μερικά οξέα [HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4 (1η διάσταση)].

4. Ενότητα 2.1.3 : Οξέα και Βάσεις: Ιοντισμός οξέων και βάσεων – Ιοντική ισορροπία
ΔΙΑΓΡΑΜΜΑ ΡΟΗΣ ΤΩΝ ΒΑΣΙΚΩΝ ΣΗΜΕΙΩΝ ΤΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑΣ 2.1.3 - "OΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ :
ΙONTΙΣΜΟΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ - ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΟΞΕΩΝ ΚΑΙ ΒΑΣΕΩΝ"
ΟΞΕΑ ΒΑΣΕΙΣ
Μονοπρωτικά Αμφολύτες Ισχυρά/ές
και
Ασθενή/είς
που δίνουν
τα ισχυρά
οξέα / βάσεις
χωρίζονται σε
Πολυπρωτικά Mή Αμφολύτες
που δίνουν που μπορούν να
ενεργήσουν και σαν που ενεργούν
ένα πρωτόνιο
ανά μόριο στο
διάλυμα
> 1 πρωτόνια
ανα μόριο στο
δι άλυμα
οξέα και σαν
βάσεις
μόνο σαν οξέα
ή μόνο σαν
βάσεις
Μονόξινες
που δίνουν
ένα υδροξύλιο
αν ά μόριο στο
διάλυμα
χωρίζονται σε
Πολυόξινες
που δίνουν
> 1 υδροξύλια (2,
3,...) ανά μόριο
στο διάλυμα
τα ασθενή
οξέα / βάσεις
ιοντίζονται μερικώς στο νερό
έχουν α < 1
έχουν ka < 1 ή
έχουν kb < 1
ιοyντίζονται πλήρως στο νερό
έ χουν α > 1
έχουν ka >1 ή
έχουν kb > 1

5. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Σχήμα 2-8: α) Απεικόνιση του πλήρους ιοντισμού του ισχυρού οξέος ΗΧ σε ιόντα Η+ και X- όταν διαλύεται στο νερό
(παρατηρείστε ότι δεν υπάρχουν μόρια του οξέος ΗΧ στο νερό καθώς ιοντίζονται πλήρως) β) Διαγραμματική
απεικόνιση του πλήρους ιοντισμού του ισχυρού οξέος ΗΧ σε ιόντα Η+ και X- όταν διαλύεται στο νερό. Πριν τον ιοντισμό
μόνο μόρια του οξέος ΗΧ βρίσκονται στο διάλυμα20 με συγκέντρωση C mol/ℓ (υποδηλώνεται στο διάγραμμα με την
απεικόνιση μίας μπάρας για την συγκέντρωση του ΗΧ). Μετά τον ιοντισμό μόνο τα ιόντα του οξέος Η+ και X- βρίσκονται
στο διάλυμα (υποδηλώνεται με δύο μπάρες στο διάγραμμα για τις συγκεντρώσεις των Η + και X -
) και έχουν συγκέντρωση
mol/ℓ αφού
το οξύ ιοντίζεται πλήρως και η αντίδραση είναι 1:1 (1 mol ΗΧ που ιοντίζεται δίνει 1 mol Η+ και 1 mol X-).
C
Π τη είστε ότι οι μπάρες των συγκεντρώσεων του οξέος και των ιόντων του έχουν το ίδιο ύψος υποδηλώνοντας ότι
αρα ρ
όλη
η ποσότητα του οξέος μετατρέπεται πλήρως στα ιόντα του.
Για παρ
πλήρως
πρακτικ του [ΗCl] είναι πρακτικά μηδενική). Παρατηρείστε ότι
το γεγο ς αυτό υποδηλώνεται στην χημική ισορροπία στο Σχήμα 2-4 με τον σχεδιασμό μεγαλύτερου βέλους
για την αντίδραση από αριστερά πρ χέση με τίδρασης από δεξιά προς τα
ριστερά. Μία απεικόνιση του ιοντισμού υ ισχυρού ενική του μορφή δίνεται στο
άδειγμα το HCl στο Σχήμα 2-4 στην σελίδα 217 είναι ένα παράδειγμα ισχυρού οξέος που διΐσταται
όταν διαλύεται στο νερό δίνοντας H3O+ και Cl-. To διάλυμα σε κατάσταση ιοντικής ισορροπίας
ά δεν έχει καθόλου μόρια ΗCl (η συγκέντρωση
νό
ος τα δεξιά σε σ το βέλος της αν
α ενός τέτοιο οξέος στην γ
Σχήμα 2-8.
¾ Ασθενή οξέα και βάσεις (ασθενείς ηλεκτρολύτες) είναι εκείνα που διίστανται μερικώς σε ιόντα όταν
διαλύονται στο νερό.
Στο διάλυμα στην χημική (ιοντική) ισορροπία υπάρχει κυρίως συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη και σε
μικρότερο βαθμό των ιόντων που προκύπτουν από την διάσταση του. Για παράδειγμα όταν το HCN,
πού είναι ένα ασθενές οξύ, διαλυθεί στο Η2Ο διίσταται κατά ένα μικρό μέρος στα ιόντα του σύμφωνα
με την αμφίδρομη αντίδραση21:
HCN + H2O
H3O + CN
ιση
υ ιοντισμού ενός τέτοιου ασθενούς οξέος στην γενική του μορφή δίνεται στο Σχήμα 2-9.
ώς εξηγείται όμως ότι ακόμη και ένα ασθενές οξύ, όπως το HCN για παράδειγμα, ιοντίζεται σε μικρό βαθμό
όταν διαλυθεί στο νερό;
πορούμε να θεωρήσουμε ότι τα μόρια μέσα στο διάλυμα λόγω της θερμικής ενέργειας που έχουν κινούνται
ενέργεια ώστε να μπορούν να αποβάλλουν Η+.
+ -
Στην χημική (ιοντική) ισορροπία στο διάλυμα υπάρχουν οι παρακάτω ουσίες (ιόντα): κυρίως [HCN] και [H2O]
και λιγότερο [H3O+] και [CN-] (η χημική ισορροπία είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά). Μία απεικόν
το
Π
Μ
διαρκώς και συγκρούονται μεταξύ τους. Κάποιες από αυτές τις συγκρούσεις δίνουν σε ορισμένα μόρια του
HCN αρκετή κινητική ενέργεια ώστε να μπορούν να αποβάλλουν ένα πρωτόνιο (Η+) το οποίο παίρνει το νερό
και σχηματίζεται H3O+. Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ τόσο περισσότερα μόρια αποκτούν αρκετή κινητική
20 Ο ιοντισμός των ισχυρών οξέων μπορούμε να θεωρήσουμε ότι γίνεται ταχύτατα στο νερό και διαρκεί τόσο όσο η
διάλυσή τους.
21 Το βέλος από αριστερά προς τα δεξιά έχει σχεδιασθεί μικρότερο από ότι από δεξιά προς τα αριστερά για να
υποδηλώσει ότι στην χημική ισορροπία η αντίδραση είναι μετατοπισμένη προς τα αριστερά.

6. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Oπως ήδη έχει παρουσιασθεί παραπάνω τα οξέα και οι βάσεις έχουν διαφορετική τάση να δίνουν ή να
δέχονται H+ αντίστοιχα και επομένως παρουσιάζουν διαφορές ως προς το πόσο ισχυρά ή ασθενή22 είναι.
Σχήμ α 2-9
: α) Απεικόνιση του μερικού ιοντισμού του ασθενούς οξέος ΗΑ σε ιόντα Η+ και Α- ό ύεται στο νερό
περισσότερα μόρια του ΗΑ παραμένουν στην μη ιοντισμένη μορφή β) Διαγραμ
του ασθενούς οξέος ΗΑ σε ιόντα Η+ και Α- όταν διαλύεται στο νερό. Πριν τον ιοντισμό μόνο μόρια του οξέος ΗΑ
βρίσκονται στο διάλυμα με συγκέντρωση C mol/ℓ (υποδηλώνεται στο διάγραμμα με την απεικόνιση μίας μπάρας για την
συγκέντρωση του ΗΑ). Μετά τον ιοντισμό στο διάλυμα βρίσκονται κυρίως μόρια του ΗΑ και μικρός αριθμός των ιόντων
Η+ και Α- (υποδηλώνεται με τρεις μπάρες
μ
υποδηλωθεί ότι το οξύ ιοντίζεται σε μικρό βαθμό.
Πώς όμως μπορούμε να κατατάξουμε τα οξέα και τις βάσεις ως πρ την ισχύ τους; Ποιοι «δείκτες» μπορούν
να χρησιμοποιηθούν;
Δύο από τους «δείκτες» που χρησιμοποιούνται για την κατάταξη των οξέων-βάσεων ως προς την ισχύ τους
είναι:
¾ Ο βαθμός ιοντισμού (διάστασης) (α)
¾ Η σταθερά ιοντισμού (διάστασης) (k)
Ο βαθμός ιοντισμού23 ενός
μορίων) που ιοντίζονται προς τον συνολικό αριθμό των mol (ή g ή μορίων) του ηλεκτρολύτη.
226
ότι στο νερό στην χημική ισορροπία υπάρχει κυρίως
ταν διαλ
(παρατηρείστε το οξύ ΗΑ και μικρός αριθμός ιόντων Η+ και Α-). Τα
ματική απεικόνιση του μερικού ιοντισμού
στο διάγραμμα για τις συγκεντρώσεις των ΗΑ, Η+ και Α-). Παρατηρείστε ότι οι
πάρες της συγκέντρωσης του οξέος ΗΑ πριν τον ιοντισμό και μετά τον ιοντισμό έχουν περίπου το ίδιο ύψος για να
ος
ηλεκτρολύτη (α) ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol (ή g ή
άμενα mol ηλεκτρολύτη στο H2O / συνολικά mol του ηλεκτρολύτη στο Η2Ο]
α = [διιστ
[2.1]
βαθμός ιοντισμού (α) εξαρτάται από τους παρακάτω παράγοντες24:
Ο
i) Φύση του ηλεκτρολύτη: Η μοριακή δομή του ηλεκτρολύτη (τρόπος που ενώνονται τα άτομα του) και
κυρίως το μέγεθος και η ηλεκτραρνητικότητα του ατόμου που συγκρατεί το υδρογόνο στον ηλεκτρολύτη
καθορίζουν σημαντικά την ισχύ του.
22 Μπορούμε να θεωρήσουμε ότι τα ισχυρά οξέα είναι εκείνα που έχουν ασθενή δεσμό με το Η τους (τείνουν εύκολα να
το χάσουν). Τα ασθενή οξέα είναι εκείνα που έχουν ισχυρό δεσμό με το Η τους (τείνουν δύσκολα να το χάσουν).
23 Ο βαθμός ιοντισμού αποτελεί μέτρο («δείκτη») της ισχύος των ηλεκτρολυτών αρκεί να γίνεται αυτή η σύγκριση των
ηλεκτρολυτών στον ίδιο διαλύτη, στην ίδια θερμοκρασία, στην ίδια συγκέντρωση και χωρίς να υπάρχει κοινό ίον. Οι
ισχυροί ηλεκτρολύτες έχουν α=1 ενώ οι ασθενείς α<1.
24 Ο βαθμός ιοντισμού είναι ένα μέτρο της ισχύος των ηλεκτρολυτών αλλά εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Ενας
καλλίτερος δείκτης της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι η σταθερά ιοντισμού k.

7. Ενότητα 2.1.3 : Οξέα και Βάσεις: Ιοντισμός οξέων και βάσεων – Ιοντική ισορροπία
ια παράδειγμα: Το ΗΙ είναι ποιο ισχυρό οξύ από το ΗF γιατί η ατομική ακτίνα του Ι είναι μεγαλύτερη από
του F και έτσι ο δεσμός Η-I εί εσμα είναι το Η να αποσπάται
ευκολότερα ως Η+ από το ΗΙ και έτσι το οξύ να είναι ισχυρότερο.
H σταθερά ιοντισμού (ka) είναι η σταθερά ισορροπίας25 για την αμφίδρομη αντίδραση του
ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος στο νερό και είναι ίση με την τιμή του κλάσματος:
H σταθερά ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος (ka) ή ασθενούς βάσης (kb) σε αραιά υδατικά διαλύματα εξαρτάται
μόνο από την θερμοκρασία27. Συγκεκριμένα, αυξάνει με την αύξηση της θερμοκρασίας καθώς η αντίδραση
ιοντισμού είναι ενδόθερμη.
Oρισμένα οξέα έχουν περισσότερε
ονομάζονται διπρωτικά, όσα σε τρία τριπρωτικά κλπ. Για παράδειγμα το ανθρακικό οξύ Η2CO3 είναι ένα
διπρωτικό οξύ και ιοντίζεται σε δύο βήματα ως εξής:
227
Γ
ναι ασθενέστερος από του Η-F. Το αποτέλ
ii) Φύση του διαλύτη: Στο νερό τόσο το HCl όσο και το ΗClO4 διίστανται πλήρως στα ιόντα τους και
επ
ομένως και τα δύο συμπεριφέρονται σαν ισχυρά οξέα. Εάν ως διαλύτης αντί του νερού χρησιμοποιηθεί
δ ιαιθυλεθέρας (C2H5OC2H5) το HC l διίσταται μερικώς στα ιόντα του (συμπε
ριφέρεται σαν ασθενές οξύ) ενώ
το ΗClO4 διίσταται πλήρως (συμπε
ριφέρεται σαν ισχυρό οξύ).
iii) Θερμοκρασία: Όσο αυξάνει η θερμοκρασία τόσο η τιμή του (α) αυξάνει καθώς η αντίδραση ιοντισμού
είναι ενδόθερμη αντίδραση.
iv) Συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη: Όσο αυξάνει η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη τόσο η τιμή του (α)
ελαττώνεται.
v) Παρουσία κοινού ιόντος: Η παρουσία κοινού ιόντος μειώνει την τιμή του (α).
ka = [ H
3O+] [A-] / [HA] 26 [2.2]
για την γενική αντίδραση διάστασης ασθενούς οξέος HA + H2O H3O
[B] [2.3]
+ + A- και
kb = [HB+] [OH-] /
για την γενική αντίδραση διάστασης ασθενούς βάσης Β + H O ΗΒ+ + ΟΗ-
2
(όπου [H3O+], [A-], [HA], [HB+], [OH-], [B] οι συγκεντρώσεις των ουσιών/ιόντων H3O, A-, HA, HB+
αντίστοιχα, εκφρασμένες σε mol/ℓ).
, OH-, B
ς από μία σταθερές ιοντισμού γιατί ιοντίζονται σε δύο ή περισσότερα
βήματα. Tα οξέα αυτά ονομάζονται γενικά πολυπρωτικά οξέα. Όσα από αυτά ιοντίζονται σε δύο βήματα
Η2CO3 (aq)
- (aq) ka1 = 4,3 . 10-7
Η+(aq) + HCO3
- (aq) Η+(aq) + CO3
HCO3
-2 (aq) ka2 = 5,6 . 10-11
25 Σύντομη επανάληψη των βασικών αρχών και σχέσεων που ισχύουν σε κατάσταση χημικής ισορροπίας δίνονται στο
Ενθετο 4.
26 Στην σχέση δεν γράφεται η συγκέντρωση του Η2Ο αφού σε αραιά υδατικά διαλύματα θεωρείται σταθερή και ίση με
55,5 Μ.
27 Για σταθερή θερμοκρασία βλέπουμε ότι η σταθερά ιοντισμού ka και η kb δεν αλλάζει ενώ ο βαθμός ιοντισμού (α)
αλλάζει. Για τον λόγο αυτό μέτρο της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι κυρίως η σταθερά ιοντισμού. Οσο μεγαλύτερη
είναι η σταθερά ιοντισμού τόσο ποιο ισχυρό είναι το οξύ ή η βάση και επομένως τοσο σε μεγαλύτερο βαθμό διίσταται
στα ιόντα του στο νερό.

8. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Tιμές για τις σταθερές ιοντισμού γνωστών οξέων και βάσεων στους 25 °C δίνονται στον Πίνακα 2-7 στην
σελίδα 260.
Μέτρο («δείκτης») της ισχύος των ηλεκτρολυτών είναι:
► Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη (α) ο οποίος εξαρτάται από την θερμοκρασία, την φύση του
διαλύτη, την φύση και την συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη.
► Η σταθερά ιοντισμού k η οποία σε αραιά διαλύματα εξαρτάται μόνο από την θερμοκρασία
Aς δούμε όμως την λύση μίας άσκησης όπου ζητείται ο βαθμός ιοντισμού (α) ενός οξέος ενώ είναι γνωστά η
σταθερά ιοντισμού ka του οξέος και η αρχική του συγκ έντρωση
.
Άσκηση – Παράδειγμα #2-5
Ποιος είναι ο βαθμός διαστάσεως του οξικού οξέος (ΗC2H3O2) στις παρακάτω συγκεντρώσεις και σε
θερμοκρασία 25 °C; α) 1 Μ28 β) 0,1 Μ γ) 0,01 Μ
Δίνεται ότι η ka ≈ 1,8 . 10-5 και (1,8)1/2 = 1,3 και (10-5) 1/2 = 3,2 . 10-3 και (10-7) 1/2 = 3,2 . 10-4
Λύση:
Το οξικό οξύ είναι ένα ασθενές οξύ στο νερό. Αυτό υποδηλώνει και η σταθερά ιοντισμού του29 (kα<1). H
αντίδραση ιοντισμού του οξικού οξέος στο νερό δίνεται από:
228
ΗC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2-
Σε όλες τις περιπτώσεις μπορούμε να θεωρήσουμε ότι το ΗC2H3O2 ως ασθενές οξύ ιοντίζεται ελάχιστα και ότι
πρακτικά η αρχική του συγκέντρωση δεν μεταβάλλεται. Έτσι:
α) Γράφουμε την αντίδραση και τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και προϊόντων:
ΗC2H3O2 + H2O H3O+ + C -
2H3O2
Αρχικά 1 Μ 0 0 Οι αρχικές συγκεντρώσεις
Μεταβολή -x M +x M +x M Έστω ότι x mol αντέδρασαν
Στην χημ. ισορροπία (1-x) M ≈ 1 M (0+x) = x M (0+x) = x M Θεωρούμε ότι τα x mol που αντέδρασαν είναι x<<1
και ότι
(1-x) M ≈ 1 M.
Αντικαθιστώντας στην σταθερά ιοντισμού τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων και προϊόντων στην
ισορροπία έχουμε:
ka = [H3O+] [C2H3O2
-] / [ΗC2H3O2] = x . x / 1 = 1,8 . 10-5 ⇒
x2 = 1,8 . 10-5 ⇒ x = [H3O+] = [C2H3O2-] = (1,8)1/2 . (10-5)1/2 ≈ 4,2 . 10-3 M
Aπό την σχέση [2.1] για τον βαθμό διάστασης (α) βρίσκουμε:
α = [διιστάμενα mol ηλεκτρολύτη στο H2O / συνολικά mol του ηλεκτρολύτη στο Η2O] =
= 4,2 . 10-3 mol [H3O+] /ℓ / 1 mol ΗC2H3O2/ℓ = 4,2 . 10-3
28 Η Μοριακότητα ή μοριακή συγκέντρωση (Μolarity M) εκφράζει τον αριθμό των mol του διαλυμένου σώματος σε
ένα λίτρο διαλύματος π.χ διάλυμα ΚΟΗ 2Μ ⇒ Το 1 ℓ διαλύματος περιέχει 2 mol KOH
29 Στα ισχυρά οξέα και στις ισχυρές βάσεις η σταθερά ιοντισμού είναι μεγάλη ( ka≥ 1 και kb ≥ 1). Στην περίπτωση αυτή
θεωρούμε ότι η αντίδραση στην ισορροπία είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά ή ότι στην ισορροπία υπάρχουν
συγκεντρώσεις μόνο των προιόντων.

9. Ενότητα 2.1.3 : Οξέα και Βάσεις: Ιοντισμός οξέων και βάσεων – Ιοντική ισορροπία
β) Για την περίπτωση που η αρχική συγκέντρωση του [ΗC2H3O2] = 0,1 M εργαζόμαστε με τις ίδιες παραδοχές
όπως στην περίπτωση (α) παραπάνω και αντικαθιστούμε στις σχέσεις όπου [ΗC2H3O2] = 0,1 Μ αντί για 1 Μ.
Έτσι προκύπτει:
229
-] / [ΗC2H3O2] = x . x / 0,1 = 1,8 . 10-5 ⇒
ka = [H3O+] [C2H3O2
x2 = 1,8 . 10-6 ⇒ x = [H3O+] = [C2H3O2
-] = (1,8)1/2 . (10-6)1/2 ≈ 1,3 . 10-3 M
Aπό την σχέση [2.1] για τον βαθμό διάστασης (α) βρίσκουμε:
α = [διϊστάμενα mol ηλεκτρολύτη στο H2O / συνολικά mol του ηλεκτρολύτη στο Η2O] =
= 1,3 . 10-3 mol [H3O+] /ℓ / 0,1 mol ΗC2H3O2/ℓ = 1,3 . 10-2
γ) Στην περίπτωση αυτή όμοια με παραπάνω αντικαθιστώντας όπου [ΗC2H3O2] = 0,01 M :
ka = [H3O+] [C2H3O2
-] / [ΗC2H3O2] = x . x / 0,01 = 1,8 . 10-5 ⇒
x2 = 1,8 . 10-7 ⇒ x = [H3O +] = [C 2 H 3 O 2
-] = (1,8)1/2 . (10-7)1/2 ≈
4,1 . 10-4 M
Aπό την σχέση [2.1] για τον βαθμό διάστασης (α) βρίσκουμε:
α = [διιστάμενα mol ηλεκτρολύτη στο H2O / συνολικά mol του ηλεκτρολύτη στο Η2O] =
= 4,1 . 10-4 mol [H3O+] /ℓ / 0,01 mol ΗC2H3O2/ℓ = 4,1 . 10-2
Παρατηρούμε ότι σε σταθερή θερμοκρασία η k της αντίδρασης δεν αλλάζει έστω και αν αλλάζει
η αρχική συγκέντρωση του οξέος (ηλεκτρολύτη). Αντίθετα ο βαθμός διαστάσεως αυξάνει όταν
ελαττώνεται η αρχική συγκέντρωση του οξέος (ηλεκτρολύτη) ακόμα και όταν παραμένει
σταθερή η θερμοκρασία.
Στην συγκεκριμένη περίπτωση ο βαθμός διαστάσεως (α) γίνεται περίπου 10 φορές μεγαλύτερος (α στην
περίπτωση (γ) / α στην περίπτωση (α) = 4,1 . 10-2 / 4,2 .10-3 = 9,8 ) καθώς η αρχική συγκέντρωση του
[ΗC2H3O2] ελαττώνεται κατά 100 φορές δηλαδή από 1 Μ σε 0,01 Μ.
ΕΝΘΕΤΟ 4: ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
H έννοια της χημικής ισορροπίας είναι από τις θεμελιώδεις στην χημεία30. Για να γίνει κατανοητή καλλίτερα
ας πάρουμε το παρακάτω παράδειγμα. Όταν σε ένα κλειστό δοχείο διοχετευθούν α mol H2 και α mol I2 στους
440 °C μετά από λίγο και σε σταθερή θερμοκρασία παρατηρούμε ότι 0,8α mol H2 και 0,8α mol I2 αντιδρούν
και παράγονται 1,6α mol HI σύμφωνα με την αντίδραση:
H2 + I2 → 2ΗΙ (Σύνθεση του ΗΙ) (1)
30 Γενικά η έννοια της ισορροπίας είναι θεμελιώδης σε όλες τις επιστήμες. Ηδη γνωρίζετε τις παρακάτω δύο
χαρακτηριστικές περιπτώσεις ισορροπίας από την φυσική και την χημεία αλλά και την καθημερινή ζωή: i) Όταν ένα
υγρό τοποθετηθεί μέσα σε ένα κλειστό δοχείο μόριά του περνούν από την υγρή στην αέρια κατάσταση. Μετά από
κάποιο χρόνο αποκαθίσταται ισορροπία και όσα μόρια περνούν στην αέρια φάση (εξάτμιση) τόσα επιστρέφουν στην
υγρή κατάσταση (συμπύκνωση). Ενώ αρχικά η πίεση που εξασκούν οι ατμοί του υγρού στο δοχείο αυξάνει στην
ισορροπία παραμένει σταθερή. ii) Oταν ένα στερεό διαλύεται μέσα σε ένα υγρό μετά από κάποιο χρόνο αποκαθίσταται
ισορροπία και όσα μόρια στερεού διαλύονται τόσα μόρια του καθιζάνουν (πέφτουν) στον πυθμένα. Ενώ αρχικά η
συγκέντρωση του διαλυτοποιημένου στερεού στο υγρό αυξάνει στην ισορροπία παραμένει σταθερή.