Οξέα - Βάσεις 🧪

Τα οξέα και οι βάσεις αποτελούν έννοιες θεμελιώδους σημασίας στη Χημεία, με αμέτρητες εφαρμογές στη βιομηχανία, τη βιολογία, την ιατρική, τη φαρμακευτική και τη γεωργία. Στην ενότητα αυτή επανερχόμαστε στα «οξέα, βάσεις και άλατα», αλλά τώρα με ισχυρότερα εργαλεία: τις θεωρίες του χημικού δεσμού και τη χημική ισορροπία. Ξεκινάμε από τον μηχανισμό της διάλυσης των ενώσεων στο νερό και προχωρούμε στις θεωρίες των οξέων-βάσεων, με έμφαση στη θεωρία των Brønsted - Lowry.

Ιοντικά υδατικά διαλύματα

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις γίνονται σε διαλύματα, καθώς ο διαλύτης φέρνει σε στενή επαφή τα αντιδρώντα συστατικά, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η ταχύτητα της αντίδρασης. Σε αυτό το κεφάλαιο μελετάμε κατά κύριο λόγο τα ιοντικά υδατικά διαλύματα, όπου ο διαλύτης είναι το νερό $(H_2O)$ .

Το νερό κατέχει ξεχωριστή θέση ανάμεσα στους υγρούς διαλύτες, εξαιτίας των ιδιοτήτων του που οφείλονται στη μοριακή του δομή (πολικό μόριο) και της μεγάλης αφθονίας του στη φύση. Η εικονική παρουσίαση της δομής του νερού με μοριακό μοντέλο δίνεται στο σχήμα 5.1 του βιβλίου.

Διάλυση και διάσταση των ιοντικών ενώσεων

Οι ιοντικές ενώσεις γενικώς διαλύονται στο νερό. Όσες διαλύονται πολύ ονομάζονται ευδιάλυτες, ενώ όσες διαλύονται λίγο δυσδιάλυτες.

Ο μηχανισμός της διάλυσης συνοπτικά έχει ως εξής:

Το νερό, λόγω της πολικότητάς του, προσανατολίζεται μεταξύ των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος της ιοντικής ένωσης.
Οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των ιόντων εξασθενίζουν, εξαιτίας της μεγάλης διηλεκτρικής σταθεράς του νερού.
Τα ιόντα απομακρύνονται και επέρχεται ρήξη του κρυστάλλου, δηλαδή διάσταση σε θετικά ιόντα (κατιόντα) και αρνητικά ιόντα (ανιόντα).
Μέσα στο διάλυμα τα ιόντα δεν είναι «γυμνά», αλλά περιβάλλονται από ορισμένο αριθμό μορίων νερού, με τα οποία συνδέονται με ισχυρές ηλεκτροστατικές έλξεις. Το φαινόμενο αυτό ονομάζεται εφυδάτωση.

Η διαγραμματική παρουσίαση της διάλυσης μιας ιοντικής ένωσης (π.χ. $NaCl$ ) στο νερό δίνεται στο σχήμα 5.2 του βιβλίου.

Ορισμός — Ηλεκτρολυτική διάσταση

Ηλεκτρολυτική διάσταση στις ιοντικές ενώσεις είναι η απομάκρυνση των ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος.

Η διάσταση μιας ιοντικής ένωσης, π.χ. του $NaCl$ , συμβολίζεται:

NaCl_{(s)} \rightarrow Na^+(H_2O)_x + Cl^-(H_2O)_y

ή απλούστερα:

NaCl_{(s)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}

Προσοχή — Πλήρης διάσταση

Οι ιοντικές ενώσεις κατά τη διάλυσή τους στο νερό διίστανται πλήρως. Με αυτόν τον τρόπο διίστανται τα άλατα και τα υδροξείδια των μετάλλων (π.χ. των αλκαλίων και των αλκαλικών γαιών).

Διάλυση και ιοντισμός των ομοιοπολικών ενώσεων

Από τις ομοιοπολικές ενώσεις:

Άλλες θεωρούνται πρακτικά αδιάλυτες στο νερό (π.χ. εξάνιο).
Άλλες διαλύονται στο νερό. Από αυτές που διαλύονται:
- ορισμένες δημιουργούν μοριακά διαλύματα, δηλαδή διαλύματα στα οποία τα διαλυμένα σωματίδια είναι μόρια·
- ορισμένες αντιδρούν με το νερό, δημιουργώντας ιόντα (ιοντικά διαλύματα). Οι αντιδράσεις αυτές ονομάζονται αντιδράσεις ιοντισμού.

Ορισμός — Ιοντισμός

Ιοντισμός μιας ομοιοπολικής ένωσης είναι η αντίδραση των μορίων αυτής με τα μόρια του διαλύτη (π.χ. νερού) προς σχηματισμό ιόντων.

Χαρακτηριστικές περιπτώσεις ενώσεων που οδηγούν σε ιοντικά διαλύματα είναι το $HCl$ και η $NH_3$ :

Στην περίπτωση του $HCl$ , πρακτικά όλα τα μόρια δίνουν πρωτόνιο στο $H_2O$ , δημιουργώντας ιόντα $H_3O^+$ (οξωνίου) και $Cl^-$ . Έχουμε δηλαδή πλήρη ιοντισμό.
Στην περίπτωση της $NH_3$ , ένα πολύ μικρό ποσοστό των μορίων δέχεται πρωτόνια από το $H_2O$ , σχηματίζοντας ιόντα $NH_4^+$ και $OH^-$ . Έχουμε μερικό ιοντισμό.

Η εικονική παρουσίαση του πλήρους ιοντισμού του $HCl$ και του μερικού ιοντισμού της $NH_3$ δίνεται στο σχήμα 5.3 του βιβλίου.

Ορολογία

Συχνά στη βιβλιογραφία γίνεται αδιάκριτη χρήση των όρων διάσταση, ιοντισμός και ιονισμός.

Θεωρία του Arrhenius

Οι απόψεις του Svante Arrhenius γύρω από τους ηλεκτρολύτες έχουν ήδη μελετηθεί στην Α΄ Λυκείου.

Θεωρία Arrhenius

Οξέα είναι οι υδρογονούχες ενώσεις που, όταν διαλυθούν στο νερό, δίνουν λόγω διάστασης $H^+$ .

Βάσεις είναι οι ενώσεις που, όταν διαλυθούν στο νερό, δίνουν λόγω διάστασης $OH^-$ .

Περιορισμός της θεωρίας Arrhenius

Η θεωρία του Arrhenius θέτει ως προϋπόθεση το νερό να είναι το διαλυτικό μέσο. Υπάρχουν όμως πιο γενικές θεωρίες χωρίς αυτόν τον περιορισμό. Οι σημαντικότερες είναι των Brønsted - Lowry και του Lewis.

Θεωρία των Brønsted - Lowry

Για τη μελέτη των ιοντικών διαλυμάτων ιδιαίτερα «βολική» είναι η θεωρία των Brønsted - Lowry.

Θεωρία Brønsted - Lowry

Οξύ είναι η ουσία που μπορεί να δώσει ένα ή περισσότερα πρωτόνια (δότης πρωτονίου).

Βάση είναι η ουσία που μπορεί να δεχτεί ένα ή περισσότερα πρωτόνια (δέκτης πρωτονίου).

Η διαγραμματική απεικόνιση του ορισμού οξέος-βάσης κατά Brønsted - Lowry δίνεται στο σχήμα 5.4 του βιβλίου.

Τι είναι το πρωτόνιο

Η ονομασία πρωτόνιο χρησιμοποιείται ως συνώνυμη του $H^+$ , καθώς η απώλεια ενός ηλεκτρονίου από το άτομο του $H$ αφήνει μόνο τον πυρήνα του ατόμου, δηλαδή ένα πρωτόνιο. Τα πρωτόνια είναι τόσο δραστικά, ώστε σχηματίζουν πάντοτε δεσμούς με άλλες ενώσεις· π.χ. παρουσία νερού σχηματίζουν $H_3O^+$ .

Παραδείγματα εφαρμογής

Ιοντισμός του $HF$ :

\underset{\text{οξύ}}{HF} + \underset{\text{βάση}}{H_2O} \rightleftharpoons \underset{\text{οξύ}}{H_3O^+} + \underset{\text{βάση}}{F^-}

Το $HF$ δρα ως οξύ (δότης πρωτονίων) και το $H_2O$ ως βάση (δέκτης πρωτονίων). Για την προς τα αριστερά αντίδραση, οξύ είναι το οξώνιο $H_3O^+$ και βάση το ιόν $F^-$ .

Ιοντισμός της $NH_3$ :

\underset{\text{βάση}}{NH_3} + \underset{\text{οξύ}}{H_2O} \rightleftharpoons \underset{\text{οξύ}}{NH_4^+} + \underset{\text{βάση}}{OH^-}

Παρατήρηση — Αμοιβαία εξάρτηση οξέος-βάσης

Δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο όξινος χαρακτήρας χωρίς την παρουσία βάσης και, αντίστοιχα, δεν μπορεί να εκδηλωθεί ο βασικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία οξέος.

Για να δράσει ένα σώμα ως οξύ, πρέπει να υπάρχει ουσία που να μπορεί να δεχτεί πρωτόνια (βάση)· για να δράσει ένα σώμα ως βάση, πρέπει να υπάρχει ουσία που να μπορεί να δώσει πρωτόνια (οξύ).

Για παράδειγμα, το καθαρό αέριο ξηρό $HCl$ δεν εκδηλώνει όξινο χαρακτήρα. Οι όξινες ιδιότητες του $HCl$ εκδηλώνονται όταν αυτό διαλυθεί στο νερό (όπου το νερό παίζει τον ρόλο της βάσης). Με ανάλογο σκεπτικό, στην οξειδοαναγωγή δεν εκδηλώνεται ο οξειδωτικός χαρακτήρας χωρίς την παρουσία αναγωγικής ουσίας, και αντίστροφα.

Συζυγή ζεύγη οξέος - βάσης

Όταν ένα οξύ αποβάλλει πρωτόνιο, μετατρέπεται σε βάση — τη συζυγή του βάση. Όταν μια βάση δέχεται πρωτόνιο, μετατρέπεται σε οξύ — το συζυγές της οξύ.

Αν συμβολίσουμε ένα οξύ με $HA$ :

\underset{\text{οξύ}}{HA} \rightarrow \underset{\text{πρωτόνιο}}{H^+} + \underset{\text{βάση}}{A^-}

Η βάση $A^-$ λέγεται συζυγής του οξέος $HA$ και το οξύ $HA$ λέγεται συζυγές της βάσης $A^-$ . Το ζεύγος $HA$ και $A^-$ λέγεται συζυγές ζεύγος.

Αν συμβολίσουμε μια βάση με $B$ :

\underset{\text{βάση}}{B} + H^+ \rightarrow \underset{\text{οξύ}}{HB^+}

Το οξύ $HB^+$ λέγεται συζυγές της βάσης $B$ και η βάση $B$ λέγεται συζυγής του οξέος $HB^+$ . Το ζεύγος $HB^+$ και $B$ λέγεται συζυγές ζεύγος.

Βασική παρατήρηση

Ένα οξύ διαφέρει από τη συζυγή του βάση κατά ένα πρωτόνιο (δηλαδή κατά έναν πυρήνα ατόμου $H$ ).

Πίνακας χαρακτηριστικών συζυγών ζευγών

ΟΞΥ	ΒΑΣΗ
$HCl$	$Cl^-$
$HF$	$F^-$
$H_2S$	$HS^-$
$HS^-$	$S^{2-}$
$H_2O$	$OH^-$
$H_3O^+$	$H_2O$
$NH_4^+$	$NH_3$
$NH_3$	$NH_2^-$

Παρατήρηση — Τα οξέα και οι βάσεις δεν είναι μόνο μόρια

Τα οξέα και οι βάσεις δεν είναι απαραίτητο να είναι μόρια· μπορεί να είναι και ιόντα, όπως φαίνεται στον παραπάνω πίνακα (π.χ. $HS^-$ , $H_3O^+$ , $NH_4^+$ ).

Αμφιπρωτικές ουσίες (αμφολύτες)

Παρατηρούμε ότι το $H_2O$ :

στην ισορροπία $HF + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + F^-$ παίζει τον ρόλο της βάσης·
στην ισορροπία $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$ παίζει τον ρόλο του οξέος.

Ορισμός — Αμφιπρωτικές ουσίες

Ουσίες όπως το νερό, που άλλοτε δρουν ως οξέα και άλλοτε ως βάσεις, ανάλογα με την ουσία με την οποία αντιδρούν, ονομάζονται αμφιπρωτικές ή αμφολύτες.

Σχετική ισχύς οξέων και βάσεων

Η ισχύς ενός οξέος εκφράζει την τάση του να αποβάλλει πρωτόνιο, ενώ η ισχύς μιας βάσης την τάση της να προσλαμβάνει πρωτόνιο. Ανάμεσα στα δύο μέλη ενός συζυγούς ζεύγους υπάρχει αντίστροφη σχέση ισχύος.

Σχετική ισχύς — Αντίστροφη σχέση στο συζυγές ζεύγος

Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ (όσο μεγαλύτερη τάση έχει να αποβάλλει πρωτόνιο), τόσο πιο ασθενής είναι η συζυγής του βάση (τόσο μικρότερη τάση έχει να προσλάβει πρωτόνιο).

Αντίστοιχα, όσο πιο ισχυρή είναι μια βάση, τόσο πιο ασθενές είναι το συζυγές της οξύ.

Θεωρία του Lewis

Θεωρία Lewis (συμπληρωματική)

Σύμφωνα με τις αντιλήψεις του Lewis:

Οξύ είναι ο δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων, π.χ. $AlCl_3$ .

Βάση είναι ο δότης ζεύγους ηλεκτρονίων, π.χ. $NH_3$ .

Σύγκριση των θεωριών

Γιατί προτιμάται η θεωρία Brønsted - Lowry

Η θεωρία των Brønsted - Lowry είναι πολύ γενικότερη εκείνης του Arrhenius:

δεν περιορίζεται στο νερό ως διαλύτη, αλλά επεκτείνεται εύκολα σε οποιονδήποτε διαλύτη·
ερμηνεύει όλες τις αντιδράσεις μεταφοράς πρωτονίων·
επιτρέπει σε ιόντα (όχι μόνο μόρια) να χαρακτηριστούν ως οξέα ή βάσεις.