Ενας ιστότοπος σχετικός με το μάθημα της χημείας στο λύκειο και ειδικότερα με την ύλη της γ' λυκείου και τις πανελλαδικές. Περιλαμβάνει θέματα θεωρίας και λυμένες ασκήσεις καθώς και στρατηγικές επίλυσης των ασκήσεων-μεθοδολογία.
Η θεωρία και το λυμένο παράδειγμα στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» - Κ. Καλαματιανός. Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:
Πως προσδιορίζεται η συγκέντρωση ενός διαλύματος ασθενούς οξέος με την βοήθεια μίας ισχυρής βάσης γνωστής συγκέντρωσης. Η διαδικασία ποσοτικού προσδιορισμού μίας ουσίας με μέτρηση του όγκου διαλύματος γνωστής συγκέντρωσης (πρότυπου διαλύματος) που χρειάζεται για την πλήρη αντίδραση με την ουσία λέγεται ογκομέτρηση.
Πώς προσδιορίζεται το ισοδύναμο σημείο της ογκομέτρησης
Πώς σχεδιάζεται η καμπύλη ογκομέτρησης και η χρησιμότητά της για αναλυτικούς σκοπούς
Στο τέλος του θεωρητικού τμήματος της ενότητας δίνεται μία λυμένη άσκηση-παράδειγμα για την καλλίτερη κατανόηση.
Μέρος της ενότητας αυτής όπως εμφανίζεται στο βιβλίο δίνεται εδώ.
Στο πείραμα στο video παρουσιάζεται η ογκομέτρηση ενός ισχυρού οξέος (HCl, αγνώστου συγκέντρωσης) με μία ισχυρή βάση (NaOH, γνωστής συγκέντρωσης (Molarity)). Με τον τρόπο αυτό μπορεί να προσδιορισθεί η συγκέντρωση (Molarity) του HCl στο διάλυμα του οξέος (ή διαφορετικά γίνεται προσδιορισμός του τίτλου του οξέος).
Τα βασικά βήματα στο πείραμα / παρουσίαση είναι:
Σε κωνική φιάλη προστίθενται 20 ml διαλύματος HCl αγνώστου συγκέντρωσης
Στην φιάλη προστίθενται 2 σταγόνες κατάλληλου δείκτη (ο δείκτης πρέπει να αλλάζει χρώμα όταν το pH του διαλύματος γίνεται ουδέτερο, μόλις επιτευχθεί η εξουδετέρωση). Στην συγκεκριμένη περίπτωση ο δείκτης είναι άχρωμος σε όξινο περιβάλλον αλλά γίνεται ροζ σε αλκαλικό περιβάλλον)
Σε προχοίδα προστίθεται διάλυμα NaOH γνωστής συγκέντρωσης (Molarity)
Το διάλυμα NaOH προστίθεται στο οξύ γρήγορα αρχικά και σταγόνα-σταγόνα όταν το χρώμα του διαλύματος γίνεται ροζ. Στο σημείο που το διάλυμα γίνεται για πρώτη φορά ρόζ σταματάει η προσθήκη διαλύματος NaOH.
Στο σημείο αυτό διαβάζουμε στην προχοίδα την ένδειξη του καταναλωθέντος διαλύματος NaOH. Στο σημείο ακριβώς αυτό έχει επιτευχθεί η εξουδετέρωση του ΗCl από το NaOH (το σημείο ονομάζεται ισοδύναμο σημείο). Στην συγκεκριμένη περίπτωση απαιτήθηκαν 46,02 ml διαλύματος ΝaOH για την εξουδετέρωση των 20 ml διαλύματος HCl
Στο ισοδύναμο σημείο ισχύει mol HCl (nHCl) = mol NaOH (nNaOH)
Η θεωρία και το λυμένο παράδειγμα στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» - Κ. Καλαματιανός. Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:
Πως προσδιορίζεται η συγκέντρωση ενός διαλύματος οξέος ή βάσης με την βοήθεια μίας άλλης βάσης ή οξέος αντίστοιχα γνωστής συγκέντρωσης. Η διαδικασία ποσοτικού προσδιορισμού μίας ουσίας με μέτρηση του όγκου διαλύματος γνωστής συγκέντρωσης (πρότυπου διαλύματος) που χρειάζεται για την πλήρη αντίδραση με την ουσία λέγεται ογκομέτρηση.
Το ισοδύναμο σημείο ογκομέτρησης
Η καμπύλη ογκομέτρησης και η χρησιμότητά της για αναλυτικούς σκοπούς
Η ογκομέτρηση ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση και δίνεται μία λυμένη σχετική άσκηση-παράδειγμα
Μέρος της ενότητας αυτής όπως εμφανίζεται στο βιβλίο δίνεται εδώ.
Για μία παρουσίαση ογκομέτρησης ισχυρού οξέος με ισχυρή βάση δές το video στο άρθρο.
Το βιβλίο-βοήθημα "Γενική Χημεία για την Γ΄ Λυκείου" περιλαμβάνει την θεωρία (αναλυτικά και συνοπτικά) αλλά και πληθώρα μεθοδολογικά λυμένων ασκήσεων ώστε να βοηθήσει τον υποψήφιο στις επαναλήψεις της ύλης.
Σχήμα 20,5 x 29,2
Eξώφυλλο / Εσωτερικό : Τετραχρωμία
Σελίδες: 417
ΙSBN 978-960-93-2031-3
Το βιβλίο απευθύνεται κυρίως στο υποψήφιο για την τριτοβάθμια εκπαίδευση αλλά και σε όσους ενδιαφέρονται να καταλάβουν ή να θυμηθούν βασικές έννοιες στην Χημεία και περιλαμβάνει:
Όλη την αντίστοιχη θεωρία του σχολικού βιβλίου ενότητα προς ενότητα. Η ύλη παρουσιάζεται αναλυτικά, χωρίς λογικά άλματα και σε μορφή συζήτησης (με παραδείγματα από την καθημερινή ζωή, με ερωτήσεις-απαντήσεις, επεξηγήσεις καθώς και με λυμένα παραδείγματα ασκήσεων). Στόχος είναι να μπορούν να προσεγγίσουν νοηματικά την ύλη με μεγαλύτερη ευκολία οι αναγνώστες
Περισσότερα από 80 σχήματα/εικόνες έτσι ώστε να διευκολύνεται η κατανόηση, η σύνδεση και η αναπαράσταση των εννοιών που υπάρχουν στο κείμενο
Την θεωρία των ενοτήτων παρουσιασμένη και με συνοπτικό τρόπο σε μία σελίδα σε μορφή διαγραμμάτων ροής (για την επανάληψη της ύλης κάθε ενότητας).
Την ύλη προηγούμενων τάξεων που θεωρείται απαραίτητη για την κατανόηση των ενοτήτων (δίνεται με μορφή ενθέτου θεωρίας και με συνοπτικό τρόπο)
Μεγάλο αριθμό μεθοδολογικά λυμένων ασκήσεων (400 λυμένες ασκήσεις βήμα-βήμα) ώστε να βοηθηθεί η εμπέδωση της ύλης κάθε ενότητας ή ομάδας συγγενών ενοτήτων Συμπεριλαμβάνονται θέματα των πανελλαδικών εξετάσεων της τελευταίας δεκαετίας
Λυμένες ασκήσεις - παραδείγματα στο τέλος κάθε ενότητας και η διασύνδεσή τους με αντίστοιχες ασκήσεις στο τέλος κάθε κεφαλαίου
Λεπτομερής περιγραφή του βιβλίου και αποσπάσματα του δίνονται στον παρακάτω ιστότοπο όπου είναι δυνατό να αγορασθεί και σε ειδική προνομιακή τιμή (περιορισμένος αριθμός βιβλίων). Για τους τρόπους αγοράς του βιβλίου πατήστε εδώ. Τα έξοδα αποστολής είναι δωρεάν εντός Ελλάδας για απλό δέμα.
Λυμένα θέματα πανελλαδικών προηγούμενων ετών με επεξήγηση και σχετική μεθοδολογία περιέχονται στο βιβλίο-βοήθημα «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» - Κ. Καλαματιανός (λυμένα θέματα της περιόδου 2004-2010 δίνονται στον ιστότοπο). Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:
Η θεωρία στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» - Κ. Καλαματιανός. Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:
Στο παρακάτω video παρουσιάζονται και οι δύο τρόποι: i) Αρχικά μέτρηση του pH διαλύματος με την χρήση δεικτών οξέων-βάσεων ii) Με την χρήση πεχαμέτρου:
Η θεωρία στο άρθρο αυτό προέρχεται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» - Κ. Καλαματιανός. Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:
Μέχρι τώρα έχουμε εξηγήσει με αρκετή λεπτομέρεια τα παρακάτω:
Τι λέμε pH ενός διαλύματος (τον ορισμό του)
Πώς υπολογίζεται το pH ενός διαλύματος
Πώς μπορεί να «κρατηθεί» σχετικά σταθερό το pH ενός διαλύματος (χρήση ρυθμιστικού διαλύματος)
Εκείνο όμως το οποίο δεν έχει συζητηθεί ακόμη είναι πώς μπορεί να μετρηθεί πειραματικά το pH ενός διαλύματος.
Υπάρχουν δύο βασικοί τρόποι:
Χρήση δεικτών οξέων-βάσεων
Χρήση πεχαμέτρου
Tί ουσίες είναι οι δείκτες;
Οι δείκτες οξέων-βάσεων είναι συνήθως ασθενή οργανικά οξέα ή ασθενείς οργανικές βάσεις και έχουν την ιδιότητα να εμφανίζουν διαφορετικό χρώμα ανάλογα με το pH του διαλύματος μέσα στο οποίο βρίσκονται.
Πώς προετοιμάζονται οι δείκτες στο εργαστήριο;
Συνήθως είναι στερεές ουσίες οι οποίες διαλύονται σε κατάλληλο διαλύτη (π.χ. αιθανόλη) και μερικές σταγόνες του διαλύματος που προκύπτει προστίθεται στο διάλυμα του οποίου θέλουμε κατά προσέγγιση να προσδιορίσουμε το pH. [1]
Ονομάζονται δείκτες γιατί όταν μερικές σταγόνες του διαλύματος τους προστίθενται σε ένα διάλυμα το χρώμα που παίρνει το διάλυμα δείχνει κατά προσέγγιση το pH του.
Πώς όμως δρα ο δείκτης και πώς εξηγείται ότι το χρώμα του αλλάζει καθώς μεταβάλλεται το pH του διαλύματος μέσα στο οποίο βρίσκεται;
Ο δείκτης είναι ένα ασθενές οξύ ή μία ασθενής βάση που στην μη ιοντισμένη μορφή του έχει διαφορετικό χρώμα από ότι στην ιοντισμένη μορφή του. Για παράδειγμα εάν ο ιοντισμός του δείκτη παρασταθεί με την εξίσωση:
ΗΔ + H2O Δ- + H3O+ [2.20]
τότε στην μη ιοντισμένη μορφή του (ΗΔ) έχει άλλο χρώμα (π.χ. κίτρινο) από ότι στην ιοντισμένη μορφή του (Δ-) (που π.χ έχει κόκκινο χρώμα). Με σταδιακή προσθήκη οξέος η ισορροπία [2.20] μετατοπίζεται προς τα αριστερά οπότε το κίτρινο χρώμα επικρατεί στο διάλυμα. Αντίθετα, με προσθήκη βάσης η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά οπότε το κόκκινο χρώμα επικρατεί.
Για να προσδιορισθεί η περιοχή αλλαγής χρώματος του δείκτη αρκεί να γραφεί η εξίσωση των Ηenderson-Hasselbach για την περίπτωσή του:
pH = pka + log [Δ-] / [HΔ] [2.21]
όπου ka είναι η σταθερά ιοντισμού του δείκτη ΗΔ.
Πειραματικά αποδεικνύεται ότι όταν 90% ή περισσότερο από τον δείκτη βρίσκεται ως ΗΔ (δηλαδή όταν [Δ-] / [HΔ] ≈ 0,1) τότε το χρώμα του ΗΔ επικρατεί στο διάλυμα και έτσι εμφανίζεται κίτρινο. Εάν 90% ή περισσότερο από τον δείκτη βρίσκεται ως Δ- (δηλαδή όταν [Δ-] / [HΔ] ≈ 10) τότε το χρώμα του Δ-επικρατεί στο διάλυμα και έτσι εμφανίζεται κόκκινο. Αντικαθιστώντας τους παραπάνω λόγους στην εξίσωση των Ηenderson-Hasselbach βρίσκεται η περιοχή pH όπου αλλάζει χρώμα ο δείκτης:
Όταν [Δ-] = [HΔ] τότε pH = pka και το χρώμα του δείκτη είναι ένα «μείγμα» κίτρινου και κόκκινου δηλαδή εμφανίζεται να έχει πορτοκαλί χρώμα.
Aπό τις σχέσεις [2.22] και [2.23] προκύπτει ότι ο δείκτης αλλάζει χρώμα μεταξύ δύο μονάδων pH (όταν το pH είναι μεταξύ των τιμών pka + 1 και pka - 1).
Γενικά λοιπόν για πρωτολυτικούς δείκτες τύπου ΗΔ με σταθερά ιοντισμού ka ισχύει:
Αν pH < pka – 1, τότε επικρατεί το χρώμα του ΗΔ (μη ιοντισμένη μορφή)
Αν pH > pka + 1, τότε επικρατεί το χρώμα του Δ- (ιοντισμένη μορφή) Αν pH = pka τότε το χρώμα είναι ένα «μείγμα» του χρώματος του ΗΔ και του Δ-.
Στο video που δίνεται παρακάτω παρουσιάζεται η μεταβολή στο χρώμα ενός δείκτη καθώς το pH του διαλύματος μέσα στο οποίο βρίσκεται μεταβάλεται από ουδέτερο (pH του απεσταγμένου νερού) σε αλκαλικό και κατόπιν από αλκαλικό σε όξινο:
[1] Δείκτες υπάρχουν όμως σήμερα και σε μορφή χαρτιού (γνωστό ως πεχαμετρικό χαρτί). Το χαρτί εμποτίζεται κατάλληλα με ένα ή περισσότερους δείκτες επιτρέποντας έτσι να προσδιορίζεται το pH σε μεγάλο εύρος. Οταν τοποθετηθεί το πεχαμετρικό χαρτί μέσα σε διάλυμα του οποίου θέλουμε να βρούμε το pH ο συνδυασμός των χρωμάτων που παίρνουν οι δείκτες στο χαρτί συγκρίνεται με κατάλληλο πίνακα συνδυασμού χρωμάτων και pH. Το παρακάτω video είναι αρκετά διαφωτιστικό:
Οι ασκήσεις στο άρθρο αυτό προέρχονται από την ενότητα 2.1.4 του βιβλίου «Γενική Χημεία Γ΄ Λυκείου Θετικής Κατεύθυνσης» - Κ. Καλαματιανός. Λεπτομερής παρουσίαση του βιβλίου, αποσπάσματά του και τρόποι αγοράς δίνονται στον ιστότοπο:
Nα υπολογισθεί το pH σε διάλυμα που προκύπτει από την ανάμειξη 30 cm3 διαλύματος ΗCl 1M και 30 cm3 διαλύματος ΝΗ3 2Μ. Κατά την ανάμειξη δεν μεταβάλλεται ο συνολικός όγκος (δίνεται kb≈ 10-5)
Λύση:
Aρχικά δεν φαίνεται ότι πρόκειται για άσκηση ασθενούς βάσης και άλατός της με το οποίο έχει κοινό ιόν. Η αντίδραση όμως του ισχυρού οξέος ΗCl με την ασθενή βάση ΝΗ3 δίνει το άλας ΝΗ4Cl το οποίο ιοντίζεται πλήρως στο νερό σε ΝΗ4+ και Cl-. Εάν μετά την αντίδραση οξέος και βάσης υπάρχει στο διάλυμα και NH3 που δεν έχει αντιδράσει τότε οι κύριες ουσίες στο διάλυμα θα είναι NH3 και ΝΗ4Cl. Στην περίπτωση αυτή έχουμε μία άσκηση ασθενούς βάσης και άλατός της με κοινό ιόν το ΝΗ4+ και ακολουθούμε την Μεθοδολογία #5. Διαφορετικά μπορούμε να θεωρήσουμε ότι έχουμε μία άσκηση άλατος που προκύπτει από την αντίδραση ισχυρού οξέος και ασθενούς βάσης που υδρολύεται και ακολουθούμε την Μεθοδολογία #3 στην σελίδα 249 . Τα αρχικά όμως βήματα και στις δύο περιπτώσεις είναι ίδια.
Γράφουμε τα δεδομένα και τα ζητούμενα της άσκησης.
II
α) Οι σχέσεις που συνδέουν τα δεδομένα με τα ζητούμενα είναι: pOH = -log[OH-] (1) και pH + pOH = 14 (2)
O όγκος του διαλύματος VΔ μετά την ανάμειξη είναι:
VΔ = VHCl + VNH3 = 30 cm3 + 30 cm3 = 60 cm3(3)
Τα mol του HCl και της NH3 στο διάλυμα των 60 cm3 που προκύπτει από την ανάμειξή τους υπολογίζονται ως εξής:
Υπολογίζουμε τα mol του «καθαρού» ΗCl στα 30 cm3 διαλύματος ΗCl 1M είναι:
Στα 1000 cm3 διαλύματος ΗCl υπάρχει 1 mol «καθαρού» ΗCl “
30 cm3 διαλύματος ΗCl υπάρχει α = ; mol «καθαρού» ΗCl
α = 3 . 10-2 mol «καθαρού» ΗCl
Eπομένως: Τα mol του HCl nHCl στο διάλυμα των 60 cm3 = 3 . 10-2 mol (4)
Τα mol της NH3nNH3 στο διάλυμα των 60 cm3 = 6 . 10-2 mol (5)
Η αντίδραση του HCl με την NH3 δίνεται από:
ΗCl + NH3 → NH4+ + Cl-(6)
-0,03 mol -0,03 mol 0,03 mol 0,03 mol
Από την παραπάνω αντίδραση φαίνεται ότι παράγονται 0,03 mol NH4Clτο οποίο ιοντίζεται πλήρως σε NH4+ και Cl-. Aπό τις (4), (5) και (6) προκύπτει ότι η NH3 βρίσκεται σε περίσσεια καθώς 3 . 10-2 mol HCl αντιδρούν πλήρως με 3 . 10-2 mol NH3. Τα mol της NH3 σε περίσσεια, δηλαδή τα mol της NH3 που δεν αντιδρούν είναι:
nNH3 στο διάλυμα των 60 cm3 σε περίσσεια = 6 . 10-2 mol - 3 . 10-2 mol = 3 . 10-2 mol NH3
H συγκέντρωση της NH3 στο διάλυμα των 60 cm3 είναι:
Στα 60 cm3 διαλύματος υπάρχουν 0,03 mol NH3
“ 1000 cm3 διαλύματος υπάρχουν z = ; mol NH3
z = [NH3] = 0,5 M (7)
Όμοια από την (6) προκύπτει ότι η:
[NH4Cl] = 0,5 M στο διάλυμα των 60 cm3(8)
Επομένως το πρόβλημα ανάγεται στην περίπτωση διαλύματος που περιέχει ασθενή βάση (την NH3)με συγκέντρωση [NH3] = 0,5 M και το άλας της [NH4Cl] = 0,5 M με το οποίο έχει κοινό ιόν το NH4+ (θυμηθείτε ότι η NH3 αντιδρά με το νερό και δίνει επίσης NH4+). Επομένως ακολουθούμε την Μεθοδολογία #5.
β) Oι κύριες ουσίες επομένως στο διάλυμα είναι: NH3 (ασθενής βάση) και το NH4Cl το οποίο ιοντίζεται πλήρως στο νερό και δίνει NH4+ (συμπεριφέρεται σαν οξύ στην αντίδρασή του με το νερό) και Cl- (δεν αντιδρά με το νερό).
γ) Η αντίδραση ιοντισμού του άλατος NH4Cl δίνεται από:
Η αντίδραση ιοντισμού της NH3 στο νερό δίνεται από:
NH3 + H2O → NH4+ + ΟΗ-(10)
H (10) είναι η σημαντικότερη αντίδραση ισορροπίας η οποία καθορίζει το pH του διαλύματος στην άσκηση (kb = kΝΗ3 ≈ 10-5).
Υπάρχει και η ισορροπία αυτοϊοντισμού του νερού η οποία γίνεται ταυτόχρονα αλλά η σταθερά ισορροπίας kw = 10-14 υποδηλώνει ότι το νερό είναι πολύ ασθενέστερη βάση από την NH3 και επομένως η αντίδραση αυτή δεν καθορίζει το pH στην συγκεκριμένη άσκηση.
δ) Έστω χ mol/ℓ από την NH3 ιοντίζονται. Ο πίνακας με τις αρχικές και τελικές συγκεντρώσεις των ουσιών στην ισορροπία είναι:
NH3 + H2O → NH4+ + ΟΗ-(10)
Αρχικά
0,5 Μ
0,5 Μ
0
Μεταβολή
-x M
+x Μ
+x M
Τελικά(στην xημική ισορροπία)
(0,5–x) M
(0,5+x) M
x M
ε) Για την σταθερά ιοντισμού της NH3 ισχύει:
kb = kΝΗ3 = [NH4+] . [ΟΗ-] / [NH3] = 10-5 (11)
III
Aπό την σχέση (11) και τις συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα:
kb = kΝΗ3 = [NH4+] . [ΟΗ-] / [NH3] =10-5 και kb= kΝΗ3 = (0,5+x) . x / (0,5–x) =10-5 και kb= kΝΗ3 = 0,5 . x / 0,5 = 10-5 και x = [ΟΗ-] = 10-5 M (12)
Σημείωση: Το 0,5+x ≈ 0,5 και το 0,5-x ≈ 0,5 αφού kb/c = 10-5 /5 .10-1 < 10-2
Eπομένως από την (1) και την (12)έχουμε: pOH = -log[OH-] = -log(10-5) = 5 (13)
IV
Eπομένως απο την (2) και την (13) έχουμε: pH = 14 – pOH = 14 – 5 = 9
