3.2 Ιοντισμός οξέων - βάσεων

Εξισώσεις διάστασης ή ιοντισμού οξέων και βάσεων

Η διάσταση ή ιοντισμός των ηλεκτρολυτών σε ιόντα δε γίνεται πάντα στο ίδιο ποσοστό. Υπάρχουν ηλεκτρολύτες που κατά τη διάλυση τους στο νερό διίστανται (ή ιοντίζονται) πλήρως, δηλαδή 100%. Στην κατηγορία αυτή ανήκουν, όπως αναφέραμε, οι ιοντικές (ετεροπολικές) ενώσεις π.χ. τα άλατα και τα υδροξείδια των μετάλλων. Δεν ισχύει όμως το ίδιο για τους ομοιοπολικούς ηλεκτρολύτες, όπως είναι τα οξέα και η ΝΗ3. Σ΄ αυτές η διάσταση, ή ακριβέστερα ο ιοντισμός για να διακρίνεται από την ηλεκτρολυτική διάσταση των ιοντικών ενώσεων, μπορεί να είναι πλήρης ή μερικός. Ο ιοντισμός μιας ομοιοπολικής ένωσης στο νερό είναι στην ουσία αντίδραση οξέος - βάσης, κατά τις απόψεις των Br?nsted - Lowry. Αν η αντίδραση ιοντισμού είναι σχεδόν πλήρης, τότε ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ισχυρός, ενώ αν ο ιοντισμός είναι μερικός, τότε ο ηλεκτρολύτης χαρακτηρίζεται ασθενής. Η ισχύς των ηλεκτρολυτών είναι μια γενική έκφραση της ικανότητας που έχουν αυτοί να διίστανται ή ιοντίζονται πλήρως ή μερικώς. Ένα πρώτο μέτρο έκφρασης της ισχύος των ηλεκτρολυτών, κάτω από ορισμένες συνθήκες, είναι ο βαθμός ιοντισμού (α). - Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη (α) ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol που ιοντίζονται προς το συνολικό αριθμό των mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό). Λέμε ένα πρώτο μέτρο έκφρασης της ισχύος των ηλεκτρολυτών, γιατί η τιμή του α εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τη φύση του διαλύτη, τη θερμοκρασία, τη συγκέντρωση και την παρουσία κοινών ιόντων στο διάλυμα. Για το λόγο αυτό η ισχύς ενός ηλεκτρολύτη εκφράζεται συνήθως με βάση τη σταθερά ιοντισμού (που θα δούμε αργότερα) της οποίας η τιμή σε αραιά διαλύματα είναι ανεξάρτητη της συγκέντρωσης του ηλεκτρολύτη και της επίδρασης κοινού ιόντος. Τα οξέα που ιοντίζονται πλήρως στο νερό ονομάζονται ισχυρά. Η αντίδραση ιοντισμού ενός ισχυρού οξέος π.χ. ΗCl είναι μονόδρομη: HCl + H2O [pic] H3O+ + Cl- Στην περίπτωση αυτή ο βαθμός ιοντισμού είναι α = 1.

Ισχυρά οξέα είναι τα : ΗCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 και Η2SO4 (στην πρώτη βαθμίδα ιοντισμού του).

Τα ισχυρά οξέα στην πραγματικότητα δεν ιοντίζονται 100%, αλλά θεωρούμε ότι ιοντίζονται πλήρως. Ισχυροί ηλεκτρολύτες κατά Arrhenius Οξέα: ΗCl, HBr, HI, HNO3, HClO4 και H2SO4 (στην πρώτη βαθμίδα ιοντισμού του). Βάσεις: τα υδροξείδια των μετάλλων της ΙΑ και ΙΙΑ ομάδας του περιοδικού πίνακα, που είναι διαλυτά στο νερό. Άλατα: όλα τα διαλυτά στο νερό άλατα. Το ιόν του οξωνίου Η3Ο+ ενώνεται με δεσμούς υδρογόνου με άλλα μόρια νερού, σχηματίζοντας διάφορους τύπους ιόντων π. χ. Η5Ο2+ ή Η9Ο4+, όπως φαίνεται στο παρακάτω σχήμα.

Τα οξέα που ιοντίζονται μερικώς στο νερό ονομάζονται ασθενή. Ο ιοντισμός ενός ασθενούς οξέος π.χ. του HF στο νερό συμβολίζεται ως εξής: HF + H2O [pic] H3O+ + F- Άλλα συνήθη ασθενή οξέα είναι: HCN, HClO, HCOOH, CH3COOH.

ΣΧΗΜΑ 3.5 Διαγραμματική απεικόνιση του ιοντισμού ισχυρού και ασθενούς οξέος

Διπρωτικά ονομάζονται τα οξέα που ιοντίζονται σε δύο βήματα, π.χ. το Η2S ιοντίζεται σύμφωνα με το σχήμα: H2S + H2O [pic] H3O+ + HS- και HS- + H2O [pic] H3O+ + S2- Με ανάλογο σκεπτικό τα τριπρωτικά οξέα, όπως είναι το H3PO4 ιοντίζονται σε τρία στάδια. Οι βάσεις που δεν ιοντίζονται πλήρως στο H2O ονομάζονται ασθενείς. Για παράδειγμα φέρνουμε την αμμωνία ΝΗ3. ΝΗ3 + Η2Ο [pic] ΝΗ4+ + ΟΗ- Όπως αναφέραμε, βάση μπορεί να είναι και ένα ιόν π.χ. το F-, του οποίου ο ιοντισμός στο νερό είναι: F- + H2O [pic] HF + OH-