ΧΗΜΕΙΑ Γ΄ΛΥΚΕΙΟΥ Α΄ΤΟΜΟΣ

ΧΗΜΕΙΑ Θετικού
γ΄λυκείου προσανατολισμού

Πολίτης Κώστας

α΄ τόμος περιλαμβάνει:
• Θεωρία
• Οξειδοαναγωγή • Ερωτήσεις πολλαπλής επιλογής
• Θερμοχημεία • Ερωτήσεις Σωστού – Λάθους
• Χημική Κινητική • Βασικές έννοιες - Μεθοδολογίες
• Χημική Ισορροπία • Λυμένες Ασκήσεις
• Ιοντική Ισορροπία • Προβλήματα



ΠΡΟΛΟΓΟΣ

Η Χημεία σαν μία από τις Θετικές επιστήμες θα περίμενε κανείς να χρειάζεται για την καλή
γνώση και εκμάθησή της ένα «πρακτικό» μυαλό.

Αυτό το συμπέρασμα είναι κατά την άποψή μου ,ένα μέρος της αλήθειας.Δεν θα ήταν
υπερβολή να πούμε ότι εξίσου η καλή γνώση της θεωρίας ,αλλά και της κατανόησής της
καθορίζει σε σημαντικό ποσοστό την τελική επίδοση ενός υποψηφίου στο μάθημα.
Θεωρία και πράξη πάνε μαζί , δίπλα – δίπλα .Το ένα προϋπόθεση και προαπαιτούμενο του
άλλου.

Εξαιτίας λοιπόν αυτής της ιδιαιτερότητάς της σαν μάθημα,προσπάθησα στο συγκεκριμένο
βιβλίο να συμπεριλάβω όσο το δυνατό περισσότερες και πιο αντιπροσωπευτικές ασκήσεις ανά
κεφάλαιο αλλά και καλή προσέγγιση και ανάλυση όλων εκείνων των θεωρητικών εννοιών που
χρειάζεται ο μαθητής ,ώστε να ανταπεξέλθει στις απαιτήσεις των εξετάσεων.Ελπίζω να το
κατάφερα.

Κλείνοντας, θα ήθελα να ευχηθώ σε όλους τους μαθητές υπομονή , επιμονή και συνέπεια
κατά τη διάρκεια της χρονιάς ,ώστε στο τέλος αυτής ,η χαρά της επιτυχίας στη σχολή της
επιλογής τους να δώσει ένα πλατύ χαμόγελο και ικανοποίηση .



ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ

1ο κεφάλαιο : Οξειδοαναγωγή
Θεωρία …………………………………………………………………………..………………………2
Επαναληπτικές έννοιες από Α΄ λυκείου…………………………………...……………………..39
Κατηγορίες προβλημάτων …......……………………………..…………………………………..45
Ασκήσεις Α΄ομάδα …………………………………………………………………………………...66
Ασκήσεις Β΄ομάδα ……………………………………………………………………………………72
Επαναληπτικά Θέματα .....………………………………………………………………………….79

2ο κεφάλαιο : Θερμοχημεία
Θεωρία …………………..……………………………………………………..……………………..88

3ο κεφάλαιο : Χημική κινητική
Θεωρία ………………………………..………………………………………..…………………..…96
Ασκήσεις Α΄ομάδα …………..………………………………………………………… .……….. 112
Ασκήσεις Β΄ομάδα ..………………………………………………………………………..………114
Επαναληπτικά Θέματα .…………………………………………………………….......…………121

4ο κεφάλαιο : Χημική ισορροπία
Θεωρία .………………………………………………………………………..……….………..….134
Μεθοδολογία……………………….………………………………………………..…….……….153
Παρατηρήσεις ασκήσεων .……………………..…………………………………….…….….…154
Ασκήσεις Α΄ομάδα …………………...…………….…………………………………….…….….170
Ασκήσεις Β΄ομάδα ..……………………………………………………………………….…….…176
Επαναληπτικά Θέματα …….……………………………………………………….......……...…187

5ο κεφάλαιο : Οξές – Βάσεις –Ιοντική ισορροπία
Κατηγορίες ηλεκτρολυτών ..………………………………………………..……………………204
Ασκήσεις ηλεκτρολυτών – συζυγών ζευγών .………………………….….…..…………….220
Μεταβολές του pH……………..………………………………………………………………….229
Εύρεση της συγκέντρωσης………………………….……………………………………..…….232
Διαλύματα Ισχυρών Οξέων – Βάσεων………………………………………………………..237
Ασκήσεις Ισχυρών Οξέων – Βάσεων.. ………………………………………………………248
Διαλύματα Ασθενών Οξέων – Βάσεων……………………………………………………….251
Ασκήσεις Ασθενών Οξέων – Βάσεων..………………………………………………………..……274
Διαλύματα Αλάτων………………………………………………………………………………………..279
Ασκήσεις Αλάτων …………………………………………………………..……………………………302
Διαλύματα με Ε.Κ.Ι………………………………………………………………………………………..305
Ασκήσεις με Ε.Κ.Ι……………………………...…………………………………………………………322
Ανάμιξη διαλυμάτων που αντιδρούν………………………………………...………………………...325
Ασκήσεις διαλυμάτων που αντιδρούν ………………….……………………………………….……342
Ανάμιξη διαλυμάτων με διερεύνηση……………………….…………………………….……..……..348
Ασκήσεις με διερεύνηση…………………………..…………….…………………………….…………366
Ρυθμιστικά διαλύμα…………………..........……………………………………………………………..369
Ασκήσεις στα ρυθμιστικά διαλύματα………………..........…….…………………………………..…394
Δείκτες……………………..…………..........………………………………………………………………397
Ασκήσεις στους δείκτες..........……………………………………………………………………………406
Ογκομετρήσεις…………………..........……………………………………………………………………409
Ασκήσεις στις ογκομετρήσεις ..........….…………………………………………………………….…..452
Επαναληπτικές ασκήσεις πολλαπλής επιλογής......……...………………………………………… .458
Επαναληπτικές ασκήσεις Σωστού - Λάθους......…….…...………………………………………….. 464

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

5ο κεφάλαιο
« οξέα – βάσεις – ιοντική ισορροπία »

ιμέλεια : Κώστας Πολίτης 203

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 Διάλυμα (ΔΜ) είναι κάθε ομογενές μίγμα που προκύπτει από την ανάμειξη δύο ή
περισσότερων καθαρών ουσιών. Στα διαλύματα, μία από τις ουσίες θεωρείται διαλύτης (ΔΤ) και
όλες οι άλλες είναι οι διαλυμένες ουσίες (ΔΜΟ).
Τα διαλύματα στα οποία ο διαλύτης είναι το νερό λέγονται υδατικά διαλύματα.

 Ηλεκτρολύτες είναι ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύματα είναι αγώγιμα ( διέρχεται

ηλεκτρικό ρεύμα εξαιτίας της ύπαρξης ιόντων , κατιόντων και ανιόντων , των οποίων η

προσανατολισμένη κίνηση προς τους δύο πόλους με εφαρμογή τάσης , δημιουργεί το ρεύμα .)

Διακρίνονται : α) ΟΞΕΑ β) ΒΑΣΕΙΣ γ) ΑΛΑΤΑ

Η εμφάνιση των φορτίων (κατιόντων - ανιόντων) μέσα στο διάλυμα ,άρα η παρασκευή

ηλεκτρολυτικών υδατικών διαλυμάτων γίνεται με δύο βασικούς τρόπους:
 Με απευθείας διάλυση ιοντικών ενώσεων μέσα στο νερό
 Με ιοντισμό ομοιοπολικών ενώσεων στο νερό.

 ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΣ ΙΟΝΤΩΝ ΣΕ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

A) ΙΟΝΤΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ

Ιοντικές ή ετεροπολικές ενώσεις είναι οι βάσεις της μορφής Μ(ΟΗ)x – υδροξείδια μετάλλων,
(π.χ. των αλκαλίων Κ, Να, Li και των αλκαλικών γαιών Ca, Ba, Sr) και όλα τα άλατα .
1. Είναι ουσίες που διαλύονται στο νερό και διακρίνονται σε ευδιάλυτες και δυσδιάλυτες .

2. Τα ιόντα προϋπάρχουν στο κρυσταλλικό πλέγμα αυτών των ουσιών και κατά την διάλυση στο
νερό ελευθερώνονται.

Ο μηχανισμός της εμφάνισης των ιόντων στο ΔΜ ,έχει ως εξής :

Τα μόρια του νερού (ΔΤ) περιβάλλουν τα ιόντα του πλέγματος της ένωσης και λόγω της μεγάλης
πολικότητας τους, τα αναγκάζουν να το εγκαταλείψουν (έχουμε κατάλληλο προσανατολισμό μεταξύ
ιόντων και μορίων νερού ),εξαιτίας της ανάπτυξης ελκτικών δυνάμεων μεταξύ αυτών και των ιόντων,
ισχυρότερων από τις αντίστοιχες που εμφανίζονται μεταξύ των ιόντων του πλέγματος ,οπότε και
διαλύονται στο νερό .
Τα απελευθερωμένα ιόντα περιβάλλονται από ορισμένο αριθμό μορίων νερού – αριθμός
εφυδάτωσης

NaCl (s) HO Na+(H2O)x + Cl-(H2O)y ή NaCl (s) HO Na+(aq) + Cl-(aq)
2 2

Εφυδατωμένα: Νa(aq) + Cl(aq) 

3. Είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες ,δηλαδή,έχουμε πλήρη διάσταση (ολόκληρη η ποσότητα της ουσίας
διίστανται σε ιόντα )και οι αντίστοιχες αντιδράσεις είναι μονόδρομες.

4. Η απομάκρυνση των ιόντων από το κρυσταλλικό πλέγμα της ουσίας στο διάλυμα ,λέγεται
ηλεκτρολυτική διάσταση .

204ιμέλεια : Κώστας Πολίτης

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Β) ΜΟΡΙΑΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ

Είναι όλα τα οξέα και κάποιες βάσεις όπως η ΝΗ3 και οι αμίνες (RNH2).
1. Είναι ουσίες που θεωρούνται πρακτικά αδιάλυτες στο νερό .

2. Τα ιόντα δεν προϋπάρχουν εξαρχής στην δομή της ουσίας αλλά εμφανίζονται κατά την διάλυση
της ουσίας στο νερό (διαλύτης), οπότε εξαιτίας της χημικής αντίδρασης με τα μόρια του νερού
δημιουργού-νται τα ιόντα στο διάλυμα . – αντίδραση ιοντισμού -.

Ο μηχανισμός της εμφάνισης των ιόντων στο (ΔΜ) έχει ως εξής :

Κατά την διάλυση της μοριακής ουσίας στο νερό έχουμε ανάλογα την φύση της ,είτε απoβολή είτε
πρόσληψη πρωτονίων Η+,οπότε και οδηγούμαστε στον σχηματισμό των ιόντων.

ΗCl + Η2Ο Η3O+ + Cl- (αποβολή Η+)

ΝΗ3 + Η2Ο ΝΗ4+ + ΟΗ- (πρόσληψη Η+)

3. Είναι είτε ισχυροί,είτε ασθενείς ηλεκτρολύτες ,οπότε ο αντίστοιχος ιοντισμός είναι είτε πλήρης,
είτε μερικός (ένα μέρος της ποσότητας της ουσίας ιοντίζεται σε ιόντα ) και οι αντίστοιχες
αντιδράσεις τους είναι είτε μονόδρομες ,είτε αμφίδρομες .

4. Η εμφάνιση ιόντων στο διάλυμα από την αντίδραση μεταξύ των μορίων του διαλύτη (π.χ νερού)
και της ουσίας ,λέγεται ιοντισμός.

Επιμ 205

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 ΙΣΧΥΣ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ

σχετίζεται με το ποσοστό των μορίων της ουσίας ,τα οποία βρίσκονται στο διάλυμα με την μορφή
ιόντων.(έγινε μετατροπή των μορίων σε ιόντα)

Διακρίνονται σε :

 ΙΣΧΥΡΟΥΣ :
έχουμε πλήρη διάσταση ή ιοντισμό , δηλαδή ολόκληρη η ποσότητα τους που διαλύεται στο νερό
βρίσκεται στο διάλυμα με την μορφή ιόντων (πλήρης μετατροπή).

ΟΞΕΑ HBr , HCl , HI , HNO3 , H2SO4 (1η διάσταση), HClO4
ΒΑΣΕΙΣ M(OH)x
ΑΛΑΤΑ ΟΛΑ

 ΑΣΘΕΝΕΙΣ :
δεν έχουμε πλήρη ιοντισμό , δηλαδή ένα μέρος της αρχικής ποσότητα που διαλύεται στο νερό
(ΔΤ),βρίσκεται στο διάλυμα με την μορφή ιόντων ,ενώ το υπόλοιπο παραμένει σε μοριακή
μορφή (μερική μετατροπή).

ΟΞΕΑ Οργ.οξέα (RCOOH) , ΗCN , HClO , HF
ΒΑΣΕΙΣ NH3 , αμίνες (RNH2)
ΑΛΑΤΑ ΚΑΝΕΝΑ

206Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΟΡΙΣΜΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΩΝ

 ΘΕΩΡΙΑ ARRHENIUS

ΟΞΕΑ είναι υδρογονούχες ενώσεις ,οι οποίες όταν διαλυθούν στο νερό ελευθερώνουν πρωτόνια Η+

λόγω διάστασης.
ΗxΑ x Η+ + Α-x

(η ονομασία πρωτόνιο, χρησιμοποιείται ως συνώνυμη του κατιόντος Η+ )

ΒΑΣΕΙΣ είναι οι ενώσεις οι οποίες όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν λόγω διάστασης υδροξυλιόντα
ΟΗ- .

Μ(OH)y M +y + y ΟΗ-

-το πρωτόνιο το οποίο ελευθερώνεται στην πραγματικότητα δεν είναι «γυμνό»,αλλά περιβάλλεται από
μόρια νερού (είναι εφυδατωμένο),οπότε βρίσκεται με την μορφή κατιόντων οξωνίου Η3Ο+.

Προσοχή : Η αμμωνία (ΝΗ3) δεν είναι βάση κατά ARRHENIUS διότι δεν περιέχει ΟΗ-.

 ΘΕΩΡΙΑ BRÖNSTED – LOWRY (B-L)

OΞΕΑ είναι ουσίες (μόρια ή ιόντα ),οι οποίες μπορούν να δώσουν πρωτόνια Η+.

(πρωτονιοδότης) ΗΑ + B BH+ + Α -

ΒΑΣΕΙΣ είναι ουσίες οι οποίες μπορούν να δεχτούν πρωτόνια Η+.

(πρωτονιοδέκτης) Β + ΗΔ ΒΗ+ + Δ-

- σαν οξέα και βάσεις μπορούν να είναι είτε μόρια είτε ιόντα .
- δεν είναι απαραίτητο να βρίσκονται σε υδατικό διάλυμα .(όπως συμβαίνει κατά Arrhenius )

( διαλύτης μπορεί να είναι οποιοσδήποτε )

Επιμ 207

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 ΘΕΩΡΙΑ LEWIS

ΟΞΕΑ είναι σωματίδια ( άτομα,μόρια ή ιόντα ) τα οποία μπορούν να δεχτούν ζεύγη e,

π.χ. ΑICI3 ,HCl,BF3,BeF2,Ag+.

Ag + + 2NH3 Ag(NH3)2+

ΒΑΣΕΙΣ είναι σωματίδια (άτομα, μόρια ή ιόντα ) τα οποία μπορούν να δώσουν ζεύγη e,

π.χ. ΝΗ3 ,H2O ,OH-,F-,O2-.

R3N + BF3 R3N BF3

- σαν οξέα και βάσεις μπορούν να θεωρηθούν και ουσίες οι οποίες δεν μεταφέρουν Η+.

- ο ορισμός των οξέων και των βάσεων κατά Lewis είναι γενικότερος των προηγούμενων αλλά το
βιβλίο μας δεν επεκτείνεται λεπτομερειακά σε αυτόν.

ΔΙΑΦΟΡΕΣ ΘΕΩΡΙΩΝ ARRHENIUS KA BRÖNSTED – LOWRY

ARRHENIUS BRÖNSTED – LOWRY
1.Oξέα είναι μόρια ή ιόντα που μπορούν να
1. Τα οξέα και οι βάσεις είναι ενώσεις (μόρια) δώσουν πρωτόνια Η+.
που όταν διαλυθούν στο νερό δίνουν αντίστοιχα
Η+ και ΟΗ- . Βάσεις είναι μόρια ή ιόντα που μπορούν να
δεχτούν πρωτόνια Η+.
2. Ο διαλύτης πρέπει να είναι το νερό
3. Ο όξινος χαρακτήρας των οξέων εκδηλώνεται 2. Κανένας περιορισμός .
ανεξάρτητα από την ύπαρξη βάσης ή όχι στο
διάλυμα . 3. Ο όξινος χαρακτήρας των οξέων εκδηλώνε-
4.Είναι μόνο χημικές ενώσεις . ται λόγω ύπαρξης της βάσης στο διάλυμα .

4. Μπορούν να είναι και ιόντα .

5.Υπάρχουν ουσίες που δρουν και σαν οξέα και

5.Μια ουσία είναι μόνο οξύ ή βάση . σαν βάσεις ,ανάλογα το περιβάλλον που

βρίσκονται.

6. Εξουδετέρωση : 6. Εξουδετέρωση :
Οξύ + Βάση
Αλάτι + Νερό Οξύ + Βάση Σ.Β + Σ.Ο

208Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΘΕΩΡΙΑ BRÖNSTED – LOWRY (B-L)

Σύμφωνα με την θεωρία των BRÖNSTED – LOWRY σαν οξέα ορίστηκαν οι ενώσεις οι οποίες
μπορούν να γίνουν δότες πρωτονίων Η+ ( εκδήλωση όξινου χαρακτήρα ) , ενώ σαν βάσεις οι
ενώσεις που μπορούν να γίνουν δέκτες πρωτονίων Η+ (εκδήλωση βασικού χαρακτήρα ).

Προσέχοντας τους δύο ορισμούς , παρατηρούμε ότι και στις δύο περιπτώσεις απαιτείται η
παρουσία μιας ακόμη ουσίας , η οποία θα παίξει τον ρόλο είτε του δέκτη πρωτονίου είτε του δότη
αντίστοιχα, δηλαδή έχουμε ταυτόχρονη αποβολή και πρόσληψη πρωτονίων (κάτι αντίστοιχο
συμβαίνει και στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής , όπου τα φαινόμενα της οξείδωσης και της
αναγωγής συμβαίνουν ταυτόχρονα ).

Όταν η ουσία που δρα ως οξύ , δώσει το πρωτόνιό της , οδηγούμαστε στον σχηματισμό της
συζυγούς βάσης ενώ όταν η ουσία που δρα ως βάση , δεχτεί το πρωτόνιo , οδηγούμαστε στον
σχηματισμό του συζυγούς οξέος .

ΗΑ Η+ + Α– (σχηματισμός συζυγούς βάσης (Σ.Β.))

Β + Η+ ΒΗ+ (σχηματισμός συζυγούς οξέος (Σ.Ο.))

ΗΑ + Β Α– + ΒΗ+

(Ο) (Β) (Σ.Β.) (Σ.Ο.)

ΠΑΡΑΤΗΡΗΣΕΙΣ

 Για τα συζυγή ζεύγη : -H+ Α- (Σ.Β) +H+
(Ο) ΗΑ + H+ (Β) B -H+ BH+ (Σ.Ο)

 Όσο ισχυρότερο είναι ένα οξύ (όσο μεγαλύτερη τάση έχει να αποβάλει H+) , τόσο
ασθενέστερη είναι η αντίστοιχη συζυγής βάση που σχηματίζεται (τόσο μικρότερη τάση έχει να
προσλάβει H+).Αντίστοιχα για τις βάσεις .(θα το συναντήσουμε αργότερα στην υδρόλυση των
αλάτων)

 Ένα οξύ διαφέρει από την συζυγή βάση του κατά ένα H+ ( η συζυγής βάση έχει ένα Η
λιγότερο). Αντίστοιχα για τις βάσεις (το συζυγές οξύ έχει ένα Η περισσότερο).

 Τα κατιόντα έχουν όξινο χαρακτήρα , τα ανιόντα έχουν βασικό χαρακτήρα.

 Τα ζεύγη ΗΑ – Α- και Β – ΒΗ+ καλούνται συζυγή ζεύγη (διαφέρουν σε ένα Η+).

 Γενικά έχουμε

Ο1 + Β2 Β1 + Ο2

Η παραπάνω αντίδραση (πρωτολυτική) είναι αμφίδρομη και μετατοπισμένη προς το μέρος

εκείνο που σχηματίζεται το ασθενέστερο οξύ και η ασθενέστερη βάση ,διότι αν το Ο1 είναι ισχυρό
η συζυγής βάσης Β1 θα είναι ασθενής ,οπότε θα υπερτερεί η τάση του οξέος Ο1 να δώσει Η+
παρά η τάση της Β1 να προσλάβει Η+ , άρα η χημική ισορροπία θα είναι μετατοπισμένη προς τα
δεξιά .

ΗΑα + Ββ Αα - 1 + ΗΒ β + 1

Επιμ 209

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 Σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted - Lowry, εξουδετέρωση είναι κάθε αντίδραση μεταφοράς
πρωτονίου και έχει γενικά τη μορφή:

Οξύ1 + Βάση2 Οξύ2 + Βάση1

 Υπάρχουν ουσίες οι οποίες δεν έχουν σταθερή συμπεριφορά , αλλά αυτή εξαρτάται κάθε φορά
από το περιβάλλον στο οποίο βρίσκεται ( δηλαδή από το ποια είναι η άλλη ουσία ).

Αυτές καλούνται ως αμφολύτες ή αμφιπρωτικές και τέτοιες είναι το νερό , το όξινο ανθρακικό

ανιόν (HCO3-) και γενικά ουσίες στις οποίες ταυτόχρονα έχουμε και χαρακτηριστικό όξινου
χαρακτήρα ( Η+, -COOH ή θετικό φορτίο) αλλά και χαρακτηριστικό βασικού χαρακτήρα

( ΟΗ-, -ΝH2 , ή αρνητικό φορτίο).

HCl + H2O H3O+ + Cl- (σαν βάση )
(Ο) (Β) (Σ.Ο) (Σ.Β)

H2O + CH3COO- CH3COOH + OH- ( σαν οξύ )
(Ο) (Β) (Σ.Ο) (Σ.Β)

Επίσης τα αμινοξέα +
H2N – CH2 – COOH + H2O H3N – CH2 – COOH + OH-

H2N – CH2 – COO- + Η3Ο+

 ΠΡΟΣΟΧΗ !!! To HSO4 συμπεριφέρεται μόνο ως οξύ.

HSO4 + H2O Η3Ο+ + SO42

και όχι ως βάση

HSO4 + H2O H2SO4 + OH-

επειδή το H2SO4 είναι ισχυρό και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

 H ηλεκτρική αγωγιμότητα διαλύματος , όταν Cολική ιόντων .

 Συζυγές ζεύγος οξέος-βάσης (ΗΑ – A- ) είναι το ζεύγος οξέος και βάσης στο οποίο το οξύ έχει
ένα H+ περισσότερο από τη βάση.(διαφέρουν σε ένα πρωτόνιο)

 Όσο ισχυρότερο είναι το οξύ ΗΑ ( Ka  ), η συζυγής βάση Α- είναι ασθενέστερη (Kb ) και αντί-
στροφα ( θα το μελετήσουμε παρακάτω Ka . Kb = Kw)

Παράδειγμα

Όταν το οξύ ΗΑ είναι ισχυρότερο του ΗΒ (Κa(HB) > Κa(HB)) , τότε η βάση Α- είναι ασθενέστερη της Β-
(Κb(A-)< Κb(B-) ):

Κa(HB) > Κa(HB)  Kw > Kw  Κb(B-)> Κb(A-)
Kb(A ) Kb(B )

210Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Επιμ 211

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ – ΤΥΠΟΙ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΩΝ

 ΟΞΕΑ ( δότες Η+ ) ΙΣΧΥΡΑ ( HCl , HBr , HI , HNO3 , HClO4 , H2SO4 – 1η διάσταση - )
 ΑΝΟΡΓΑΝΑ
HX + H2O X- + Η3Ο+

ΑΣΘΕΝΗ (HF , HCN , HClO , HNO2 ,H2S , H2CO3 )

HA + H2O A- + Η3Ο+

 ΟΡΓΑΝΙΚΑ ΑΣΘΕΝH ( HCOOH , CH3COOH – γενικά RCOOH- )

RCOOH + H2O RCOO - + Η3Ο+

 ΒΑΣΕΙΣ ( δέκτες Η+ )

ΙΣΧΥΡΕΣ (KOH , NaOH , Ca(OH)2 , Ba(OH)2 – γενικά Μ(OH) )

 ΑΝΟΡΓΑΝΕΣ Μ (OH) n M + n + n ΟΗ-

ΑΣΘΕΝΕΙΣ ( NH3 )

B + H2O BH+ + ΟΗ- ( γενικά )
NH3 + H2O NH4+ + ΟΗ-

 ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΑΣΘΕΝΕΙΣ ( CH3 ΝH2 – γενικά αμίνες R-ΝH2 , R-ΝH-R )

(1γης αμίνες) R-ΝH2 + H2O RΝΗ3 + + ΟΗ -
(2γης αμίνες) R-ΝH-R + H2O
+ + ΟΗ -

RΝΗ2-R

 ΑΛΑΤΑ ΑΝΟΡΓΑΝΑ MxAy x M +y + y A –x
 ΑΛΑΤΑ
ΟΡΓΑΝΙΚΑ (RCOO)χM M +χ + RCOO –
RNH3X RNH3+ + X-

ΠΡΟΣΕΞTΕ ότι οι ισχυροί ηλεκτρολύτες δίνουν αντιδράσεις είτε διάστασης (απουσία Η2Ο) ,
είτε ιοντισμού (παρουσία Η2Ο),ενώ οι ασθενείς δίνουν μόνο ιοντισμού.

212Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Παραδείγματα β) ιοντισμός ασθενών οξέων

α) ιοντισμός ισχυρών οξέων HCN + H2O CN - + H3O+
HBr + H2O  Br - + H3O+
HClO4 + H2O  ClO4 - + H3O+ CH3COOH + H2O CH3COO - + H3O+
HNO3 + H2O  NO3 - + H3O+
NH4+ + H2O NH3 + H3O+

α) διάσταση ισχυρών βάσεων β) ιοντισμός ασθενών βάσεων
KOH  K+ + OH-
Ca(OH)2  Ca 2+ + 2 OH- NH3 + H2O NH4 + + OH -
Al(OH)3  Al 3+ + 3 OH- CH3NH2 + H2O CH3NH3 + + OH -

F- + H2O HF + OH -

α) διάσταση ανόργανων αλάτων β) διάσταση οργανικών αλάτων

NH4Cl  NH4+ + Cl - (HCOO)2Ca  Ca+2 + HCOO –
KCl  K + + Cl - CH3-CH2NH3Br  CH3-CH2NH3+ + Br -
Na2CO3  2 Na+ + CO32- CH3COONa  CH3COO – + Na+

Να θυμάστε :

1. Όλα τα οξέα (ανόργανα ή οργανικά ) είναι ομοιοπολικές ενώσεις, οπότε απαιτείται οπωσδήποτε
παρουσία νερού ,άρα έχουμε αντιδράσεις ιοντισμού .
Μπορεί να είναι είτε ισχυρά είτε ασθενή , οπότε κατά περίπτωση είναι ή μονόδρομες () ή
αμφίδρομες ( ).

2.Όλες οι ανόργανες βάσεις εκτός της αμμωνίας (ΝΗ3) ,δηλαδή τα υδροξείδια των μετάλλων
(Μ(OH)χ) είναι ετεροπολικές ενώσεις .Αυτό σημαίνει ότι δεν απαιτείται η παρουσία νερού στην
αντίδραση ,άρα έχουμε αντιδράσεις διάστασης .
Επειδή είναι ισχυρές , οι αντιδράσεις είναι μονόδρομες () .
Όλες οι οργανικές βάσεις δηλαδή οι αμίνες ,όπως και η μοναδική ανόργανη βάση η αμμωνία είναι
ομοιοπολικές ενωσεις, άρα απαιτείται οπωσδήποτε παρουσία νερού,άρα έχουμε αντιδράσεις
ιοντισμού .Οι αντιδράσεις είναι αμφίδρομες ( ) επειδή είναι ασθενής .

3. Όλα τα άλατα είτε είναι ανόργανα είτε είναι οργανικά είναι ετεροπολικές ενώσεις άρα δεν
απαιτείται παρουσία νερού στην αντίδραση , άρα έχουμε αντιδράσεις διάστασης .
Είναι οι αντιδράσεις μονόδρομες () ,αφού όλα τα άλατα είναι ισχυρά.

Επιμ 213

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑΤΑ ΕΡΩΤΗΣΕΩΝ ΚΑΙ ΑΣΚΗΣΕΩΝ

1. Να αναφέρετε με βάση τους ορισμούς:

α) Τρεις διαφορές μεταξύ της βάσης κατά Arrhenius και της βάσης κατά Brönsted - Lowry.

β) Δύο διαφορές μεταξύ της ηλεκτρολυτικής διάστασης και του ιοντισμού των ηλεκτρολυτών.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

α) Βάση κατά Arrhenius είναι μία ένωση που όταν διαλυθεί στο νερό δίνει λόγω διάστασης ανιόντα
ΟΗ−. Βάση κατά Brönsted - Lowry είναι μία η ουσία που μπορεί να δεχθεί ένα ή περισσότερα
πρωτόνια.
Η βάση κατά Arrhenius εκδηλώνεται μόνο σε υδατικό διάλυμα, όπου παρέχει ΟΗ−, δεν απαιτεί την
ύπαρξη ενός οξέος για τη λειτουργία της, ενώ δεν μετατρέπεται σε συζυγές οξύ. Η βάση κατά
Brönsted - Lowry παίρνει Η+ (πρωτονιοδέκτης), δεν σχετίζεται αποκλειστικά με υδατικά διαλύματα,
απαιτεί την ύπαρξη ενός οξέος για τη λειτουργία της (στο οποίο δίνει το Η+) και μετατρέπεται στο
συζυγές της οξύ. Η θεωρία των Brönsted -Lowry είναι πολύ γενικότερη εκείνης του Arrhenius και
επεκτείνεται εύκολα σε οποιονδήποτε διαλύτη, ερμηνεύοντας όλες τις αντιδράσεις μεταφοράς
πρωτονίων.

β) Η ηλεκτρολυτική διάσταση γίνεται στις ιοντικές ενώσεις και συνεπάγεται την απομάκρυνση των
ιόντων του κρυσταλλικού πλέγματος. Η διάσταση θεωρείται πλήρης καθώς στην ιοντική ένωση τα
ιόντα προϋπάρχουν στο κρυσταλλικό πλέγμα.
Ο ιοντισμός γίνεται στις ομοιοπολικές ενώσεις (που αποτελούνται από μόρια και όχι από ιόντα) και
είναι η αντίδραση των μορίων της ένωσης με τα μόρια του διαλύτη (π.χ. νερού) προς σχηματισμό
ιόντων. Σε αντίθεση με τη διάσταση που θεωρείται πλήρης, ο ιοντισμός μπορεί να είναι πλήρης ή
μερικός.

2. Να ταξινομήσετε τα φαινόμενα που περιγράφονται από τις παρακάτω εξισώσεις σε

διαστάσεις ή ιοντισμούς.

α) HCl + H2O  Cl- + H3O+

β) NH3 + H2O NH4+ + OH-

γ) NaCl  Na+ + Cl-

δ) ΚΟΗ  Κ+ + ΟΗ-

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

Το HCl και η ΝΗ3 είναι ομοιοπολικές ενώσεις και τα ιόντα δημιουργούνται με τη διάλυση στο νερό
(άσχετα αν το HCl είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης, ενώ η ΝΗ3, ασθενής). Το φαινόμενο είναι, λοιπόν,
ιοντισμός.
Από την άλλη μεριά, το NaCl και το ΚΟΗ είναι ιοντικές ενώσεις και με τη διάλυση στο νερό, τα ιόντα
που προϋπάρχουν γίνονται απλά μέρος της υδατικής φάσης. Στις δύο αυτές περιπτώσεις το φαινό-
μενο είναι διάσταση.

214Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

3. Σε υδατικά διαλύματα CH3COOH αποκαθίσταται η ισορροπία (Ι):

CH3COOH + H2O CH3COO + H3O+ (Ι)

Αν σε διάλυμα του CH3COOH προστεθεί HCl, αποκαθίσταται η ισορροπία (ΙΙ):

CH3COOH + HCl CH3COOH2+ + Cl (ΙΙ)

Με βάση τις δύο αυτές εξισώσεις, ποια από τις προτάσεις που ακολουθούν είναι η σωστή;

Να εξηγήσετε την επιλογή σας.

α) Το CH3COOH είναι το συζυγές οξύ του CH3COOH2+.
β) Το HCl είναι πιο ασθενές οξύ από το CH3COOH.
γ) Το CH3COO είναι συζυγές οξύ του CH3COOH.
δ) Το CH3COOH δρα αμφιπρωτικά.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

Σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted - Lowry: CH3COO + H3O+ (Ι)
CH3COOH + H2O
οξύ βάση βάση οξύ

CH3COOH + HCl CH3COOH2+ + Cl (ΙΙ)
βάση οξύ οξύ βάση

Στην ισορροπία (Ι) το CH3COOH παίζει το ρόλο του οξέος και το ιόν CH3COO είναι η συζυγής του
βάση. Στην ισορροπία (ΙΙ) το CH3COOH παίζει το ρόλο της βάσης και μετατρέπεται στο ιόν
CH3COOH2+ που είναι το συζυγές της οξύ. Επίσης, το HCl είναι ισχυρό οξύ ενώ το CH3COOΗ είναι
ασθενές οξύ. Επομένως, οι τρεις πρώτες προτάσεις είναι λανθασμένες.

Το CH3COOH παίζει το ρόλο του οξέος στην ισορροπία (Ι) και το ρόλο της βάσης στην ισορροπία (ΙΙ),
οπότε χαρακτηρίζεται ως αμφιπρωτική ουσία.

Θα διαλέξουμε επομένως ως σωστή επιλογή την δ.

4. Η μεθυλαμίνη (CH3NH2) είναι ομοιοπολική οργανική ένωση, που στα υδατικά της διαλύ-
ματα εμφανίζεται ως ασθενής βάση, ισχυρότερη όμως από την ΝΗ3.
α) Να γράψετε την εξίσωση που δηλώνει τις βασικές ιδιότητες της CH3NH2 στα υδατικά της
διαλύματα. Να εξηγήσετε αν πρόκειται για διάσταση ή ιοντισμό.
β) Να ταξινομήσετε τα οξέα NH4+, CH3NH3+ και HCl κατά σειρά αυξανόμενης ισχύος.
γ) Να γράψετε την ισορροπία κατά Brönsted - Lowry της επίδρασης HCl σε υδατικό διάλυμα
CH3NH2 και να εξηγήσετε γιατί η ισορροπία αυτή είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

α) CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH

Η CH3NH2 είναι ομοιοπολική ένωση και τα ιόντα σχηματίζονται μόνο με τη διάλυσή της στο νερό

(ιοντισμός).

Επιμ 215

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

β) Το HCl είναι ισχυρό οξύ. Από την άλλη μεριά, αφού η CH3NH2 είναι ισχυρότερη βάση της ΝΗ3

θα ισχύει ότι το CH3NH3+ είναι ασθενέστερο από το NH4+. Άρα η σειρά ισχύος (από το ασθενέστερο

προς το ισχυρότερο θα είναι: CH3NH3+, ΝΗ4+, HCl.

γ) CH3NH2 + HCl CH3NH3+ + Cl

Το HCl είναι ισχυρότερο οξύ από το CH3NH3+ (και η CH3NH2 πολύ ισχυρότερη βάση από το Cl).

Άρα, η ισορροπία είναι πλήρως μετατοπισμένη προς τα δεξιά (μονόδρομη αντίδραση).

5. Να συμπληρωθεί ο παρακάτω πίνακας. Να σχολιαστούν οι απαντήσεις.

Συζυγές Οξύ Συζυγής βάση
Α HClO4
Β ΝΗ4+ CN 
Γ ΗSO4 HSO3
Δ ΝΗ3 SO3

Ε

Ζ

ΣΤ

ΑΠΑΝΤΗΣΗ
Α. ClO4. Με αποβολή Η+ το οξύ HClO4 μετατρέπεται στη συζυγή βάση.

Β. NH3. Με αποβολή Η+ το ιόν ΝΗ4+ μετατρέπεται στη συζυγή του βάση (ΝΗ3).

Γ. SO42. Το ΗSO4 για να λειτουργήσει ως οξύ αποβάλλει ένα Η+:

ΗSO4 + H2O SO42 + H3O+

Οξύ βάση βάση οξύ

Δ. ΝΗ2 . Η περίπτωση αυτή είναι ίσως η πιο περίεργη και αν δεν την καλοσκεφτούμε θα γράψουμε
ΝΗ4+. Μα, έτσι η ΝΗ3 θα έπαιρνε Η+ και θα ήταν βάση! Για να παίξει το ρόλο του οξέος θα πρέπει να
χάσει Η+ μετατρεπόμενη σε NH2.

Ε. HCN.

Z. H2SO3.
ΣΤ. HSO3.

Η2SO3 + H2O HSO3 + H3O+

Οξύ βάση βάση οξύ

ΗSO3 + H2O SO32 + H3O+
Οξύ βάση βάση οξύ

Παρατήρηση: Το ΗSO3 είναι αμφιπρωτικό ιόν, δηλαδή μπορεί να παίξει και το ρόλο ου οξέος και
το ρόλο της βάσης, οπότε μπορεί και να πάρει ένα Η+ (μετατρεπόμενο σε Η2SO3) και να δώσει ένα
Η+ (μετατρεπόμενο σε SO32).

216Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

6. α) Τι εννοούμε λέγοντας ότι το ΗΝΟ2 είναι ισχυρότερο οξύ από το CH3COOH;
β) Η ισχύς ενός οξέος, σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted - Lowry εξαρτάται και από την τάση
της βάσης - με την οποία αντιδρά - να δέχεται πρωτόνια.
i. Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις δύο αντιδράσεων στις οποίες το νερό να συμπεριφέρεται
ως οξύ και να εξηγήσετε σε ποια από αυτές είναι ισχυρότερο οξύ.
ii. Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις της επίδρασης, i. H2O και ii. OH στο ΗΝΟ2.
Να συγκρίνετε την ισχύ του ΗΝΟ2 ως οξύ στις δύο περιπτώσεις.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

α) Εννοούμε ότι το HΝΟ2 έχει μεγαλύτερη τάση για αποβολή Η+ στην ίδια βάση (π.χ.το νερό) στην
ίδια θερμοκρασία σε σχέση με το CH3COOH.

β) i. ΝΗ3 + Η2Ο ΝΗ4+ + ΟΗ (1)
Cl + H2O HCl + OH (2)

Στην ισορροπία (1) το Η2Ο είναι ισχυρότερο οξύ σε σχέση με τη (2), γιατί η ΝΗ3 έχει μεγαλύτερη
τάση να δέχεται Η+ απ’ ότι το ιόν Cl (στην πραγματικότητα η (2) είναι πλήρως μετατοπισμένη προς

τα αριστερά, δηλαδή δεν πραγματοποιείται).

ii. ΗΝΟ2 + Η2Ο Η3Ο+ + ΝΟ2 (3)

ΗΝΟ2 + ΟΗ Η2Ο + ΝΟ2 (4)

Στην ισορροπία (4) το ΗΝΟ2 δρα ως ισχυρότερο οξύ σε σχέση με την (3), καθώς το ΟΗ έχει

μεγαλύτερη τάση να δεχθεί Η+ από ότι το Η2Ο. Είναι τόσο ισχυρή η τάση του ΟΗ να πάρει Η+, που η

ισορροπία (4) είναι πλήρως μετατοπισμένη προς τα δεξιά (μονόδρομη αντίδραση).

7. Κάθε μία από τις ακόλουθες ισορροπίες είναι μετατοπισμένη προς τα δεξιά.

Α) HCN + OH H2O + CN

Β) HCO3 + CN HCN + CO32

Γ) H2S + CO32  HCO3  + HS

Να κατατάξετε τα οξέα HCN, HCO3, H2O και H2S κατά σειρά ελαττωμένης ισχύος.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

Από την 1η ισορροπία προκύπτει: HCN > H2O. Από τη 2η ισορροπία, για τον ίδιο λόγο καταλα-
βαίνουμε ότι: HCO3 > HCN. Τέλος, από την 3η ισορροπία, έχουμε: H2S > HCO3.
Με συνδυασμό των παραπάνω σχέσεων προκύπτει:

H2S > HCO3  > HCN > H2O

Επιμ 217

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

8. Να εξηγήσετε, σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted - Lowry, γιατί τα υδατικά διαλύματα των
αλάτων, α) KCN και β) Νa2CO3 εμφανίζουν βασική συμπεριφορά, ενώ το διάλυμα του άλατος
γ) NH4Cl όξινη. Να γραφούν οι κατάλληλες χημικές εξισώσεις σε κάθε περίπτωση.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

α) Η διάσταση του KCN περιγράφεται από την εξίσωση:

ΚCN  Κ+ + CN

Από τα ιόντα του άλατος, μόνο το CN υδρολύεται λειτουργώντας ως ασθενής βάση:

CN + H2O HCN + OH

β) Για το Na2CO3 η βασική συμπεριφορά στα υδατικά του διαλύματα εξηγείται καθώς το ανθρακικό
ιόν (CO32) που παράγεται με τη διάστασή του αντιδρά με το νερό και μάλιστα σε δύο στάδια παρά-

γοντας τελικά το ασθενές οξύ H2CO3:

Na2CO3  2 Na+ + CO32 

CO32  + Η2Ο ΗCO3 + OH 

ΗCO3  + Η2Ο H2CO3 + OH 

γ) Το άλας NH4Cl διίσταται και στη συνέχεια το ιόν NH4+ που παράγεται ιοντίζεται λειτουργώντας ως

οξύ (συζυγές οξύ της ασθενούς βάσης NH3):
NH4Cl  NH4+ + Cl

NH4+ + Η2Ο NH3 + Η3Ο+

218Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΣΚΗΣΕΙΣ – ΠΡΟΒΛΗΜΑΤΑ

Επιμ 219

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΣΚΗΣΕΙΣ ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ – ΣΥΖΥΓΗ ΖΕΥΓΗ

ΑΣΚΗΣΗ 1 1

Ποιες από τις επόμενες ουσίες όταν διαλυθούν νερό δημιουργούν ιοντικά και ποιες μοριακά
διαλύματα; Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις διάστασης ιοντισμού τους.

α) NaBr β) HCl γ) ΝH4Cl δ) C6H12O6 (γλυκόζη)
ε) Ca(OH)2 στ) Κ3ΡΟ4
ζ) CH3CH2OH η) CH3COCH3

ΑΣΚΗΣΗ 2 1

Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις των αντιδράσεων διάστασης ή ιοντισμού των επόμενων ενώσεων
σε υδατικό διάλυμα:

α) MgCl2 β) HBr γ) ΚΟΗ δ) ΝΗ3 ε) ΗΝΟ3

στ) Ca(NO3)2 ζ) CH3COOH η) Βα(ΟΗ)2 θ) (NH4)2SO4 ι) HCN
ια) HCOONa ιβ) CH3NH2 ιγ) SO3 ιδ) Να2Ο

ΑΣΚΗΣΗ 3 1

Ποιες από τις επόμενες χημικές ουσίες σε υδατικό διάλυμα συμπεριφέρονται ως οξέα ή ως βάσεις
σύμφωνα με τη θεωρία:

i) Arrhenius ii) Brönsted-Lowry;

α) HCl β) ΟΗ- γ) ΝΗ3 δ) F- ε) NH4+ στ) CH3NH2 ζ) ΝαΟΗ

ΑΣΚΗΣΗ 4 1

Να συμπληρώσετε τα κενά στον παρακάτω πίνακα με τα συζυγή ζεύγη οξέος - βάσης κατά
Brönsted-Lowry.

Συζυγές Οξύ Συζυγής Βάση Συζυγές Οξύ Συζυγής Βάση
HClO4 NH3 OH-
CN-
HS- HCO3- HCOOH PO43-
H2PO4- CH3NH2
SO32- CH3OH
[Fe(H2O)6]+3 NH2OH
H2O
H2NCH2COOH

220Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΣΚΗΣΗ 5 1

Να γράψετε τις συζυγείς βάσεις κατά Brönsted-Lowry των επόμενων οξέων:

α) ΗΝΟ2 β) HOCI γ) H2S δ) C2H5OH
ε) HCO3- στ) HC Ξ CH ζ) HOOC – COOH η) ΟΗ-
θ) ΗΝ3 ια) Η2Ο2 ιβ) H2NCH2COOH
ι) [Al(H2O)6]+3

ΑΣΚΗΣΗ 6 1

Να γράψετε τα συζυγή οξέα κατά Brönsted-Lowry των επόμενων βάσεων:

α) ClΟ2- β) PH3 γ) SO42- δ) CH3CH2NH2
ε) C2H5N- στ) H2NNH2 ζ) ClCH2COO- η) [Zn(H2O)5 OH]+

ΑΣΚΗΣΗ 7 1

Ποιες από τις επόμενες ουσίες είναι αμφιπρωτικές;

α) Η2Ο β) F- γ) HS- δ) CN- ε) Η3Ο+
στ) ΗΡΟ42- ζ) HSO3- η) HCO3- θ) SO42-

ΑΣΚΗΣΗ 8 1

Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις των αντιδράσεων ιοντισμού σε υδατικό διάλυμα για τις χημικές
ουσίες :

ΗΝΟ3 , HCN, CH3COO- , F-, CH3NH2 , H3ΡΟ4

Να εξηγήσετε τη συμπεριφορά όλων των ουσιών που συμμετέχουν στις αντιδράσεις αυτές
σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted-Lowry .

ΑΣΚΗΣΗ 9 1
Να γράψετε τη χημική εξίσωση μιας αντίδρασης στην οποία:
α) το Η2Ο δρα ως οξύ, β) το Η2Ο δρα ως βάση γ) το HSO3- δρα ως οξύ,
δ) γίνεται εξουδετέρωση σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted-Lowry .

Επιμ 221

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΣΚΗΣΗ 10 1

Να συμπληρώσετε τις χημικές εξισώσεις των επόμενων αντιδράσεων και να καθορίσετε ποιες
ουσίες συμπεριφέρονται ως οξέα και ποιες ως βάσεις σύμφωνα με τη θεωρία Brönsted-Lowry .

α) CO32- + Η2Ο ……………………………

β) ΝΗ4 + + Η2Ο ……………………………

γ) HBr + Η2Ο ……………………………

δ) F- + HSΟ4- ……………………………

ε) H2S + CN- ……………………………

στ) SO32- + ΝΗ4 + ……………………………

ζ) HCO3- + ΟΗ- ……………………………

η) CH3NH2 + Η3Ο + ……………………………

θ) [Al(H2O)6]+3 + ΟΗ- ……………………………

ι) H2NCH2COOH + Η2Ο ΟΗ- + ………………

ΑΣΚΗΣΗ 11 1

To HCO3- είναι μια αμφιπρωτική ουσία. Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις των αντιδράσεων του
HCO3-:

α) με Η2Ο όταν δρα ως οξύ, β) με Η2Ο όταν δρα ως βάση, γ) με ιόν ΟΗ-,

δ) με ιόν Η3Ο+, ε) με ΝΗ3.

ΑΣΚΗΣΗ 12 1

Δίνονται οι χημικές εξισώσεις :

CH3COOH + Η2Ο CH3COO- + H3Ο+ (1)

CH3COOH + ΟΗ- CH3COO- + Η2Ο (2)

CH3COOH + HCl CH3COOH2+ + Cl- (3)

α) Να υποδείξετε τα συζυγή συστήματα οξέος – βάσης που συμμετέχουν στις παραπάνω
αντιδράσεις.
β) Ποιο συμπέρασμα προκύπτει για τη δράση του CH3COOH σε μια αντίδραση οξέος- βάσης;

222Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΣΚΗΣΗ 13 1

Να εξηγήσετε προς ποια κατεύθυνση είναι μετατοπισμένες οι επόμενες ισορροπίες:

α) ΗΝΟ3 + Η2Ο ΝΟ3- + Η3Ο+

β) ΗF + Η2Ο F- + Η3Ο+

γ) ΗΝΟ3 + F- ΝΟ3- + HF

δ) HF +ΝΗ3 NH4+ + F-

ε) NH4+ + Η2Ο NH3+ Η3Ο+

Δίνεται η σειρά ισχύος των οξέων: ΗΝΟ3 > Η3Ο+ > HF > NH4+> Η2Ο

ΑΣΚΗΣΗ 14 1

Οι παρακάτω αντιδράσεις οξέος-βάσης είναι μετατοπισμένες προς τα δεξιά:

α) ΗΝΟ2 + ΝΗ3 ΝΟ2- + NH4+

β) NH4+ + CN- NH3 + HCN

γ) HCN + ΟΗ- CN- + Η2Ο

Να διατάξετε τα οξέα και τις βάσεις κατά Brönsted-Lowry που συμμετέχουν σε αυτές κατά σειρά
αυξανόμενης ισχύος.

ΑΣΚΗΣΗ 15 1

Να γράψετε τις χημικές εξισώσεις των αντιδράσεων ιοντισμού σε υδατικό διάλυμα για τις επόμενες
χημικές ουσίες:

α) HCIO4 β) HCN γ) F- δ) CH3CH2O- ε) NH4+

Να εξηγήσετε προς ποια κατεύθυνση είναι μετατοπισμένη η καθεμία ισορροπία.

Δίνεται η σειρά ισχύος των οξέων:

ΗCΙΟ4 > Η3Ο+ > HF > NH4+> HCN > Η2Ο > CH3CH2OΗ

Επιμ 223

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΣΚΗΣΗ 16 1

Αντιστοιχίστε την κάθε ουσία (στήλη Α) με τον χαρακτηρισμό της στήλης Β, με βάση τη θεωρία των
Bronsted- Lowry:

Στήλη Α Στήλη Β
1.CN- α. Οξύ
2.ΝΗ4+ β. Βάση
3. S2–
4.HCl
5.H2S
6. CO32–
7. Η3Ο+
8.OH-
9. Cl–

224Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΑΥΤΟΪΟΝΤΙΣΜΟΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ

Αναφέρθηκε ότι το νερό είναι μια αμφιπρωτική ουσία , δηλαδή , μπορεί να δράσει και σαν δότης
H+ και σαν δέκτης , ανάλογα το περιβάλλον κάθε φορά (με ποια ουσία συνυπάρχει).

Το καθαρό νερό δεν αποτελείται αποκλειστικά από μόρια νερού , αλλά λόγω της διττής φύσης
των μορίων του,έχουμε αντίδραση μεταξύ των μορίων και έχουμε μεταφορά H+ από κάποια μόρια

νερού σε κάποια άλλα, οπότε με μια προσεκτικότερη ματιά στο καθαρό νερό , θα διακρίνουμε την
παρουσία τόσο οξωνίων H3O+ , όσο και υδροξυλίων OΗ- εκτός από τα ουδέτερα μόρια νερού H2O
εξαιτίας της αντίδρασης

H2O + H2O H3O+ + OΗ- ( αυτοϊοντισμός )
(Ο) (Β) (Σ.Ο) (Σ.Β)

με σταθερά ισορροπίας [H3O ][OH ]
[H2O]2
Kc  (1)

Όμως η συγκέντρωση του νερού [Η2Ο] θεωρείται σταθερή και ίση με 55,5Μ (* ), οπότε η (1) γίνεται

(1)  Κc. [Η2Ο]2 = [Η3Ο+] . [ΟH-] Kw =[Η3Ο+] . [ΟH-] (2)

(*)απόδειξη

m 1000
Mr
[H2O]  n  V  18  55,5 M .
V 1

Θεωρήσαμε ότι έχουμε 1 λίτρο νερού πυκνότητας 1gr/L.

Το γινόμενο Κc. [Η2Ο]2 επειδή είναι σταθερό , το αντικαθιστούμε από μια νέα σταθερά , την σταθερά
Κw η οποία καλείται σταθερά γινομένου των ιόντων του νερού .
Από πειραματικές μετρήσεις , βρέθηκε ότι στους 25 οC είναι [Η3Ο+] = [ΟH-] = 10-7 Μ , οπότε η (2)

Κw = 10 -14 Μ 2 (στους 25οC)

ΠΑΡΑΤΗΡΗΣΕΙΣ

 Η τιμή της Κw εξαρτάται μόνο από την θερμοκρασία (αυξάνει με αύξηση της θερμοκρασίας
καθώς οι αντιδράσεις ιοντισμού πάντα όλες ενδόθερμες , οπότε σύμφωνα με την αρχή Le
Chatelier ,αύξηση της θερμοκρασίας θα έχει ως αποτέλεσμα την μετατόπιση της θέσης της
(Χ.Ι.) προς την ενδόθερμη αντίδραση,δηλαδή προς τα δεξιά,οπότε θα έχουμε αύξηση της Κc
οπότε και αύξηση της Κw π.χ 10–13 > 10–14 .
To παραπάνω συμπέρασμα ισχύει γενικά για όλες σταθερές ιοντισμού.

Επιμ 225

Θερμοκρασία (oC) Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
10 5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία
20
25 Kw
50 2,92 .10–14
100 6,81 .10–14
1,00 .10–14
5,47 .10–14
3,75 .10–14

 Έχει μονάδα ,αλλά συνήθως παραλείπεται .
 Σε καθαρό νερό ή σε ουδέτερα δ/ματα είναι : [Η3Ο+] = [ΟH-] = 10-7 Μ (στους 25 οC).

 Προσθήκη οξέος σε καθαρό νερό έχει ως αποτέλεσμα την αύξηση της συγκέντρωσης των H3O+
και αντίστοιχη ελάττωση της συγκέντρωσης των ΟΗ- .

Σε όξινο ΔΜ : [Η3Ο+] > 10-7 Μ και [ΟH-] < 10-7 Μ (στους 25 οC).

2 H2O Η3Ο+ + OH

HCl + H2O  Η3Ο+ + Cl

 Προσθήκη βάσης σε καθαρό νερό έχει ως αποτέλεσμα την αύξηση της συγκέντρωσης των ΟΗ-
και αντίστοιχη ελάττωση της συγκέντρωσης των H3O+.

Σε βασικό ΔΜ : [ΟH-] > 10-7 Μ και [Η3Ο+] < 10-7 Μ (στους 25 οC).

2 H2O Η3Ο+ + OH 

ΝaOH  Na+ + OH 

 Γενικά :

- Σε ουδέτερο ΔΜ : [Η3Ο+] = [ΟH-]
- Σε όξινο ΔΜ : [Η3Ο+] > [ΟH-]
- Σε βασικό ΔΜ : [ΟH-] > [Η3Ο+]
- Kw = [Η3Ο+] . [ΟH-]

 Αντίδραση αυτοϊοντισμού (το ένα μόριο της ουσίας δρά ως οξύ και το άλλο ως βάση),εκτός
από το νερό δίνουν και άλλες ουσίες ,όπως π.χ η ΝΗ3

ΝΗ3 + NΗ3 ΝΗ2- + ΝΗ4+
H2O + H2O H3O+ + OΗ-

226Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΟΡΙΣΜΟΣ του pΗ – κλίμακα του pH

Επειδή η συγκέντρωση των οξωνίων Η3Ο+ μπορεί να παρουσιάζει μεγάλες διακυμάνσεις ως
προς την τιμή της , π.χ από 0,1 Μ εως 3 .10-8 Μ , δημιουργείται κάποιο πρόβλημα στις μαθηματικές
πράξεις .

Για να εξουδετερωθεί το πρόβλημα αυτό , έγινε από τον Sörensen (1909) η εισαγωγή της
έννοιας του pΗ ( πε-χά ) , προκειμένου οι πράξεις να γίνονται ευκολότερα .

Το pΗ , είναι ένας αριθμός ο οποίος δείχνει πόσο όξινο ή πόσο βασικό είναι ένα διάλυμα.

ΟΡΙΣΜΟΣ : το pH ορίζεται ως αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της συγκέντρωσης των ιόντων

οξωνίου Η3Ο+ .

pH = - log [Η3Ο+]

αντίστοιχα ορίζεται και η έννοια του pOH ( πε-οχά ), pΟH = - log [ΟΗ-]

καθώς και το pK ( πε –κάπα)

pΚ = - log Κ ( γενικά το p → -log )

π.χ pKw : pΚw = - log Kw = - log 10 -14 =14

ΣΧΕΣΗ pH – pOH

Kw = [Η3Ο+] . [ΟH-]  log Kw = log ([Η3Ο+] . [ΟH-])  log Kw = log[Η3Ο+] + log [ΟH-]

- log Kw = - log[Η3Ο+] - log[ΟH-]  pΚw = pH + pOH

και για τους 25 οC , pH + pOH = 14

ΣΗΜΕΙΩΣΗ

 log10=1  log1=0
 log10 x = x . log10 = x . 1 = x  log ( a . b ) = log a + log b

 log ( a / b ) = log a - log b

 -log (a .10 –x) = -( log a + log 10 –x ) = - [ log a + (–x )log 10 ] =
=- ( log a –x log 10 ) =- ( log a –x 1 ) =- log a + x = x - loga

π.χ – log ( 2 . 10-3 ) = 3 – log2

Κλίμακα του pH
Όταν η θερμοκρασία είναι διαφορετική από 25 οC, τότε ισχύει:
• Σε ουδέτερα διαλύματα pH = pKw

2

• Σε όξινα διαλύματα pH < pKw
2

• Σε βασικά διαλύματα pH > pKw
2

Επιμ 227

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Γενικά

0 όξινο pH = pKw βασικό pKw
2

[Η3Ο+] > [ΟH-] ουδέτερο [Η3Ο+] < [ΟH-]
[Η3Ο+] = [ΟH-]

Στους 25 οC όξινο βασικό pH=14
pH=0

(pH < 7 < pOH) ουδέτερο (pΟH < 7 < pH)
pH=7
(pH = pOH = 7)

 Σταθερά ιοντισμού του νερού (Κw )

 Η Kw εξαρτάται από τη θερμοκρασία: αν θ  τότε Κw ( ή θ   Κw ).

 Για οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα ισχύει:

[Η3Ο+] [ΟΗ-] = ΚW ή pH + pOH =pΚw

 Για το καθαρό νερό ή σε ουδέτερο διάλυμα ισχύει:

[H3O+] = [ΟΗ-] = Kw ή pH = pOH = pK w
2

 Εύρεση pH για δεδομένη σχέση [H3O+] και [ΟΗ-] :

π.χ. [H3O+] = λ [ΟΗ-]  λ [ΟΗ-]2 = Κw  [ΟΗ-]= Kw  pOH = γνωστό  pH = γνωστό
[H3O+] [ΟΗ-] = Κw λ

 Αν εξαιρέσουμε τις περιπτώσεις πολύ αραιών διαλυμάτων ισχύει γενικά:
Με την αραίωση υπό σταθερή θερμοκρασία υδατικού διαλύματος ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης
με νερό σε δεκαπλάσιο όγκο, επέρχεται μεταβολή του pH κατά 1. Αν έχουμε ισχυρή βάση, τότε το
pH μειώνεται κατά 1, ενώ αν έχουμε ισχυρό οξύ, τότε αυξάνεται κατά 1. Σε όλες τις περιπτώσεις με
την αραίωση το pH τείνει προς το ουδέτερο pH.

πεχάμετρο

228Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΜΕΤΑΒΟΛΗ ΣΤΟ pH ΕΝΟΣ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ

Α) Μεταβολή pΗ ενός υδατικού διαλύματος κατά την ΑΡΑΙΩΣΗ του

Όταν ,προστίθεται νερό (αραίωση) σε ένα υδατικό διάλυμα οξέος ή βάσης ή άλατος, ο όγκος του
διαλύματος αυξάνεται, ενώ η ποσότητα του ηλεκτρολύτη παραμένει σταθερή.
Επομένως με την αραίωση ελαττώνεται η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη,
( V  τότε C  επειδή C  n ) οπότε μεταβάλλεται το pΗ του διαλύματος.

V

α) όξινο διάλυμα
Με την αραίωση ελαττώνεται η συγκέντρωση του οξέος (είτε ισχυρού είτε ασθενούς) είτε του
άλατος, οπότε ελαττώνεται η [Η3Ο+],επομένως το pΗ του διαλύματος αυξάνεται .
(το διάλυμα γίνεται λιγότερο όξινο,τείνει στο 7).

Cηλεκτρ  άρα [Η3Ο+]  οπότε pH 
Όσο νερό και να προσθέσουμε, το διάλυμα θα παραμείνει όξινο, δηλαδή θα έχει pΗ < 7 (25 οC).

β) βασικό διάλυμα
Με την αραίωση ελαττώνεται η συγκέντρωση του βάσης (είτε ισχυρής είτε ασθενούς) είτε του
άλατος, οπότε ελαττώνεται η [ΟΗ-],επομένως αυξάνεται το pOΗ του διαλύματος ,άρα το pH
ελαττώνεται.
(το διάλυμα γίνεται λιγότερο βασικό, τείνει στο 7).

Cηλεκτρ  άρα [ΟΗ-] δηλαδή [Η3Ο+]  οπότε pOΗ  δηλαδή pH 
Όσο νερό και να προσθέσουμε, το διάλυμα θα παραμείνει βασικό, δηλαδή θα έχει pΗ > 7 (25 οC).

γ) ουδέτερο διάλυμα
Με την αραίωση το pH του διαλύματος δεν μεταβάλλεται.
(περιπτώσεις διαλυμάτων αλάτων και ρυθμιστικών διαλυμάτων που θα μελετήσουμε στη συνέχεια)

Β) Μεταβολή pΗ ενός υδατικού διαλύματος κατά την ΕΞΑΤΜΙΣΗ του

Όταν,αφαιρείται νερό (εξάτμιση) από ένα υδατικό διάλυμα οξέος ή βάσης είτε άλατος, ο όγκος του
διαλύματος ελαττώνεται, ενώ η ποσότητα του ηλεκτρολύτη παραμένει σταθερή.
Επομένως με την εξάτμιση αυξάνεται η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη,
( V  τότε C  επειδή C  n ) οπότε μεταβάλλεται το pΗ του διαλύματος.

V

α) όξινο διάλυμα
Με την εξάτμιση αυξάνεται η συγκέντρωση του οξέος (είτε ισχυρού είτε ασθενούς) είτε άλατος,
οπότε αυξάνεται η [Η3Ο+],επομένως το pΗ του διαλύματος ελαττώνεται .
(το διάλυμα γίνεται περισσότερο όξινο,τείνει στο 0).

Cηλεκτρ  άρα [Η3Ο+]  οπότε pH 
Όσο νερό και να προσθέσουμε, το διάλυμα θα παραμείνει όξινο, δηλαδή θα έχει pΗ < 7 (25 οC).

Επιμ 229

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

β) βασικό διάλυμα
Με την εξάτμιση αυξάνεται η συγκέντρωση του βάσης (είτε ισχυρής είτε ασθενούς) είτε άλατος
,οπότε αυξάνεται η [ΟΗ-],επομένως το pOΗ του διαλύματος ελαττώνεται,άρα το pH αυξάνεται.
(το διάλυμα γίνεται περισσότερο βασικό ,τείνει στο 14).

Cηλεκτρ  άρα [ΟΗ-]  δηλαδή [Η3Ο+]  οπότε pOΗ  δηλαδή pH 
Όσο νερό και να προσθέσουμε, το διάλυμα θα παραμείνει βασικό, δηλαδή θα έχει pΗ > 7 (25 οC).

γ) ουδέτερο διάλυμα
Με την εξάτμιση το pH του διαλύματος δεν μεταβάλλεται.
(περιπτώσεις διαλυμάτων αλάτων και ρυθμιστικών διαλυμάτων που θα μελετήσουμε στη συνέχεια)

Γ) Μεταβολή pΗ ενός υδατικού διαλύματος κατά την ΠΡΟΣΘΗΚΗ ΠΟΣΟΤΗΤΑΣ ΙΔΙΑΣ
ΔΙΑΛΥΜΕΝΗΣ ΟΥΣΙΑΣ

Όταν,προστίθεται ποσότητα ουσίας ίδιας με αυτή του διαλύματος σε ένα υδατικό διάλυμα οξέος ή
βάσης είτε άλατος, ο όγκος του διαλύματος παραμένει σταθερός, ενώ η ποσότητα του ηλεκτρολύτη
αυξάνεται.
Επομένως με την προσθήκη ουσίας αυξάνεται η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη,
( n  τότε C  επειδή C  n ) οπότε μεταβάλλεται το pΗ του διαλύματος.

V

α) όξινο διάλυμα
Με την προσθήκη ουσίας αυξάνεται η συγκέντρωση του οξέος (είτε ισχυρού είτε ασθενούς) είτε
άλατος οπότε αυξάνεται η [Η3Ο+],επομένως το pΗ του διαλύματος ελαττώνεται .
(το διάλυμα γίνεται περισσότερο όξινο,τείνει στο 0).

Cηλεκτρ  άρα [Η3Ο+]  οπότε pH 
β) βασικό διάλυμα
Με την προσθήκη ουσίας αυξάνεται η συγκέντρωση του βάσης (είτε ισχυρής είτε ασθενούς) είτε
άλατος οπότε αυξάνεται η [ΟΗ-],επομένως το pOΗ του διαλύματος ελαττώνεται,άρα το pH
αυξάνεται.
(το διάλυμα γίνεται περισσότερο βασικό ,τείνει στο 14).

Cηλεκτρ  άρα [ΟΗ-]  δηλαδή [Η3Ο+]  οπότε pOΗ  δηλαδή pH 

Δ) Μεταβολή pΗ ενός υδατικού διαλύματος κατά την ΠΡΟΣΘΗΚΗ
ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ ΙΔΙΑΣ ΔΙΑΛΥΜΕΝΗΣ ΟΥΣΙΑΣ

Όταν αναμίξουμε δύο ή περισσότερα διαλύματα που περιέχουν την ίδια διαλυμένη ουσία, τότε
προκύπτει ένα διάλυμα όπου ο όγκος του ισούται με το άθροισμα των όγκων των διαλυμάτων
που αναμίχθηκαν, ενώ η διαλυμένη ουσία που περιέχει, ισούται με το άθροισμα των
ποσοτήτων των διαλυμένων ουσιών των αρχικών διαλυμάτων.
Αυτό έχει σαν αποτέλεσμα το τελικό διάλυμα να έχει μεγαλύτερη συγκέντρωση από το αρχικό
με την μικρότερη και μικρότερη από το αρχικό με την μεγαλύτερη συγκέντρωση,οπότε πρέπει να
230Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

προσέξουμε ποιο διάλυμα προστίθεται που,δηλαδή ,το πυκνότερο στο αραιότερο ή το ανάποδο
,διότι τα συμπεράσματα για την τελική συγκέντρωση είναι διαφορετικά.
Δηλαδή,

Αν C1 < C2 τότε C1 < Cτελ < C2 , οπότε αν προσθέσαμε το
 C1 στο C2 τότε Cτελ < C2
 C2 στο C1 τότε Cτελ > C1

όμως και

Αν C2 < C1 τότε C2 < Cτελ < C1 οπότε αν προσθέσαμε το
 C1 στο C2 τότε Cτελ > C2
 C2 στο C1 τότε Cτελ < C1

 Έστω C1 < C2 προσθέσαμε το C2 στο C1 τότε C1 < Cτελ < C2 ,άρα Cτελ > C1

α) όξινο διάλυμα
Με την προσθήκη του διαλύματος από τα παραπάνω καταλήγουμε ότι αυξάνεται η συγκέντρωση του
οξέος (είτε ισχυρού είτε ασθενούς) είτε άλατος, οπότε αυξάνεται η [Η3Ο+],επομένως το pΗ του
διαλύματος ελαττώνεται .
(το διάλυμα γίνεται περισσότερο όξινο,τείνει στο 0).

Cηλεκτρ  άρα [Η3Ο+]  οπότε pH 
β) βασικό διάλυμα
Με την προσθήκη ουσίας αυξάνεται η συγκέντρωση του βάσης (είτε ισχυρής είτε ασθενούς) είτε
άλατος, οπότε αυξάνεται η [ΟΗ-],επομένως το pOΗ του διαλύματος ελαττώνεται,άρα το pH
αυξάνεται.
(το διάλυμα γίνεται περισσότερο βασικό ,τείνει στο 14).

Cηλεκτρ  άρα [ΟΗ-]  δηλαδή [Η3Ο+]  οπότε pOΗ  δηλαδή pH 

Ε) ΑΝΑΜΕΙΞΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΔΙΑΦΟΡΕΤΙΚΗΣ ΔΙΑΛΥΜΕΝΗΣ ΟΥΣΙΑΣ

Ο όγκος του τελικού διαλύματος είναι το άθροισμα των όγκων των επιμέρους διαλυμάτων,
(V=V1+V2+...) ή μάζα του τελικού διαλύματος είναι το άθροισμα των μαζών των επιμέρους
διαλυμάτων (m=m1+m2+...).
Η ποσότητα κάθε διαλυμένης ουσίας στο τελικό διάλυμα είναι ίση με την ποσότητα αυτής στο αρχικό
διάλυμα που την περιείχε.
Για κάθε επιμέρους διάλυμα οι αναμίξεις αυτές είναι ουσιαστικά αραιώσεις, γιατί η περιεκτικότητα
του τελικού διαλύματος ως προς κάθε διαλυμένη ουσία είναι μικρότερη σε σχέση με το αρχικό
διάλυμα.
Οπότε δουλεύουμε όπως στις ασκήσεις αραίωσης, για κάθε μια διαλυμένη ουσία χωριστά.

Επιμ 231

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 ΣΥΓΚΕΝΤΡΩΣΗ ή ΜΟΡΙΑΚΟΤΗΤΑ ΚΑΤ' ΟΓΚΟΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ

Η μοριακότητα κατ' όγκο ή συγκέντρωση ή Molarity, εκφράζει τα mol διαλυμένης ουσίας που
περιέχονται σε 1 L διαλύματος. Δηλαδή, έχουμε:

όπου, C  nΔΜΟ
VΔΜ

c = η συγκέντρωση του διαλύματος

n = o αριθμός mol της διαλυμένης ουσίας και

V = ο όγκος του διαλύματος σε L.

Μονάδα της συγκέντρωσης είναι το mol . L-1 ή Μ.

 Εύρεση συγκέντρωσης όταν έχουμε ένα διάλυμα

1. ( nΔΜΟ , VΔΜ )  C  nΔΜΟ
VΔΜ

mΔΜΟ

2. ( mΔΜΟ , VΔΜ )  C  nΔΜΟ  Mr
VΔΜ VΔΜ

VΔΜΟ

3. ( VΔΜΟ (L) , VΔΜ )  C  nΔΜΟ  22,4

VΔΜ VΔΜ

4. α % w / w  C = β Μ

2α % w / w ----→ β M θα δίνεται και η pΔΜ σε gr/L2

(αν η pΔΜ σε gr/mL , τότε επί 1000 για να γίνει gr/L )
1ος τρόπος : α % w / w : σε 100 gr ΔΜ έχουμε α gr ΔΜΟ ( εικονικό διάλυμα )

αα

C  nΔΜΟ  Mr  Mr  α p∆Μ
VΔΜ mΔΜ 100 100  Μr

pΔΜ pΔΜ

mm
p ∆Μ  ∆Μ  V  ∆Μ

V ∆Μ p
∆Μ ∆Μ

232Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

2ος τρόπος : ισχύει

α %w/w: σε 100 gr ΔΜ έχουμε α gr ΔΜΟ

ή σε  100  mL ΔΜ έχουμε  α  moL ΔΜΟ
 Mr 
p ΔΜ

οπότε σε 1000 mL ΔΜ έχουμε β mol ΔΜΟ

2δηλαδή C β Μ 1000  α  10  α p ∆Μ 2
Mr Μr
100

p∆Μ

5. α % w / v  C = β Μ

2α % w / v ----→ β Mκ

1ος τρόπος : α % w / v : σε 100 mL ΔΜ έχουμε α gr ΔΜΟ ( εικονικό διάλυμα )
α

C  nΔΜΟ  Mr
VΔΜ VΔΜ

2ος τρόπος

α % w / V : σε 100mL ΔΜ έχουμε α gr ΔΜΟ
ή σε 100 mL ΔΜ έχουμε
 α  mol ΔΜΟ
οπότε σε 1000 mL ΔΜ έχουμε  Mr 

β mol ΔΜΟ

1000  α a
Μr
2δηλαδή CβΜ  10 
100 Mr

Επιμ 233

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 Ανάλογα το είδος της παρέμβασης που μπορούμε να κάνουμε σε ένα διάλυμα ,
διακρίνουμε τις παρακάτω περιπτώσεις :

 ΑΡΑΙΩΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ

Όταν σε ένα διάλυμα προσθέσουμε νερό, η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας παραμένει
σταθερή, ενώ ο όγκος του αυξάνεται. Αυτό έχει σαν αποτέλεσμα το τελικό διάλυμα να έχει
μικρότερη συγκέντρωση από το αρχικό.
Επειδή όμως τα moL της διαλυμένης ουσίας είναι τα ίδια και στα δύο διαλύματα, θα ισχύει η
παρακάτω σχέση:

n αρχ = n τελ  C αρχ . V αρχ = C τελ . V τελ , όπου Vτελ = Vαρχ + VΗ2Ο

 ΕΞΑΤΜΙΣΗ ( ΣΥΜΠΥΚΝΩΣΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΟΣ )

Όταν σε ένα διάλυμα αφαιρέσουμε νερό, η ποσότητα της διαλυμένης ουσίας παραμένει
σταθερή, ενώ ο όγκος του μειώνεται. Αυτό έχει σαν αποτέλεσμα το τελικό διάλυμα να έχει
μεγαλύτερη συγκέντρωση από το αρχικό.
Επειδή όμως τα mol της διαλυμένης ουσίας είναι τα ίδια και στα δύο διαλύματα, θα ισχύει η
παρακάτω σχέση:

n αρχ = n τελ  C αρχ . Vαρχ = C τελ . V τελ , όπου Vτελ = Vαρχ - VΗ2Ο

 ΠΡΟΣΘΗΚΗ ΔΙΑΛΥΜΕΝΗΣ ΟΥΣΙΑΣ ΣΕ ΔΙΑΛΥΜΑ

Όταν σε ένα διάλυμα προσθέσουμε ποσότητα καθαρής διαλυμένης ουσίας, η ποσότητα της
διαλυμένης ουσίας αυξάνεται, ενώ ο όγκος του παραμένει σταθερός. Αυτό έχει σαν
αποτέλεσμα το τελικό διάλυμα να έχει μεγαλύτερη συγκέντρωση από το αρχικό.
Επειδή όμως τα mol της διαλυμένης ουσίας είναι τα προσθετικά , θα ισχύει η παρακάτω σχέση:

n αρχ(1) + n ΟΥΣΙΑΣ = n τελ  C1 . V1 + n προσθ. = C τελ . V τελ ,όπου Vτελ = V1

για το nπροσθ. ισχύουν n  m  V  N
Mr 22,4
N A

 ΑΝΑΜΕΙΞΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΙΔΙΑΣ ΔΙΑΛ.ΟΥΣΙΑΣ

Όταν αναμίξουμε δύο ή περισσότερα διαλύματα που περιέχουν την ίδια διαλυμένη ουσία, τότε
προκύπτει ένα διάλυμα όπου ο όγκος του ισούται με το άθροισμα των όγκων των διαλυμάτων που
αναμίχθηκαν, ενώ η διαλυμένη ουσία που περιέχει, ισούται με το άθροισμα των ποσοτήτων
των διαλυμένων ουσιών των αρχικών διαλυμάτων. Αυτό έχει σαν αποτέλεσμα το τελικό διάλυμα
να έχει μεγαλύτερη συγκέντρωση από το αρχικό με την μικρότερη και μικρότερη από το αρχικό
με την μεγαλύτερη συγκέντρωση.Δηλαδή,

Αν C1 < C2 τότε C1 < Cτελ < C2

Αν C2 < C1 τότε C2 < Cτελ < C1

Κατά την ανάμιξη δύο διαλυμάτων της ίδιας ουσίας ισχύει η παρακάτω σχέση:

nαρχ(1) + nαρχ(2) + … = nτελ  C1 . V1 + C2 . V2 +...= Cτελ . Vτελ όπου Vτελ = V1 + V2 +...

234Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 ΑΝΑΜΕΙΞΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΔΙΑΦΟΡΕΤΙΚΗΣ ΔΙΑΛ.ΟΥΣΙΑΣ

Ο όγκος του τελικού διαλύματος είναι το άθροισμα των όγκων των επιμέρους διαλυμάτων,
(V=V1+V2+...) ή μάζα του τελικού διαλύματος είναι το άθροισμα των μαζών των επιμέρους
διαλυμάτων (m=m1+m2+...).

Η ποσότητα κάθε διαλυμένης ουσίας στο τελικό διάλυμα είναι ίση με την ποσότητα αυτής στο αρχικό
διάλυμα που την περιείχε.

Για κάθε επιμέρους διάλυμα οι αναμίξεις αυτές είναι ουσιαστικά αραιώσεις, γιατί η περιεκτικότητα
του τελικού διαλύματος ως προς κάθε διαλυμένη ουσία είναι μικρότερη σε σχέση με το αρχικό
διάλυμα. Οπότε δουλεύουμε όπως στις ασκήσεις αραίωσης, για κάθε μια διαλυμένη ουσία χωριστά.

.
τελ(Α) τελ(Α)
Ουσία Α: nαρχ (Α) = nτελ(Α)  C V = C V. , όπου Vτελ = Vαρχ + VΗ2Ο
αρχ(Α) αρχ(Α)

.
τελ(Β) τελ(Β)
Ουσία Β : nαρχ (Β) = n τελ(Β)  C V = C V. , όπου Vτελ = Vαρχ + VΗ2Ο
αρχ(Β) αρχ(Β)

Επιμ 235

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Αρχικό Διάλυμα ΑΡΑΙΩΣΗ Τελικό Διάλυμα
Διαλύτης

Αρχικό Διάλυμα ΕΞΑΤΜΙΣΗ Τελικό Διάλυμα
Διαλύτης

ΠΡΟΣΘΗΚΗ ΔΙΑΛ.ΟΥΣΙΑΣ
Αρχικό Διάλυμα Διαλυμένη Ουσία Τελικό Διάλυμα

ΑΝΑΜΕΙΞΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΙΔΙΑΣ ΟΥΣΙΑΣ
Διάλυμα 1o Διάλυμα 2ο Τελικό Διάλυμα

236Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ ΙΣΧΥΡΩΝ ΟΞΕΩΝ – ΒΑΣΕΩΝ

Σαν ισχυρά οξέα –βάσεις , είχαμε ορίσει εκείνους τους ηλεκτρολύτες οι οποίοι κατά την διάλυσή
τους στο νερό διίστανται ή ιονίζονται πλήρως ( 100 % ) , δηλαδή , ολόκληρη η ποσότητα τους
«μετατρέπεται» σε ιόντα .

α) ισχυρά οξέα

Ισχυρό άρα, μονόδρομη αντίδραση ( )

Οξύ άρα, ομοιοπολική ένωση ,οπότε αντίδραση ιοντισμού (παρουσία νερού)

Γενικά : ΗΧ + Η2Ο Α- + Η3Ο+

όπου ΗΧ : HBr , HCl , HI , HNO3 , HClO4 ,H2SO4 (1η διάσταση).

β) ισχυρές βάσεις

Ισχυρή άρα, μονόδρομη αντίδραση ( )

βάση άρα,ετεροπολική ένωση ,οπότε αντίδραση διάστασης (απουσία νερού)

Γενικά : Μ(OH)x M +x + x ΟΗ-

όπου Μ(OH)x : ΚΟΗ , ΝαΟΗ ,Ca(OH)2 , Mg(OH)2 , Ba(OH)2 , Zn(OH)2.

 ΚΛΙΜΑΚΑ pH (για τους 25οC) [Η3Ο+] = [ΟH-] πιο βασικό 14
πιο όξινο ουδέτερο [Η3Ο+] < [ΟH-]

0 [Η3Ο+] > [ΟH-]

 Παρατηρήσεις

 Για τα διαλύματα των οξέων προσδιορίζουμε το pH ,εφόσον ελευθερώνονται Η3Ο+ .
 Για τα διαλύματα των βάσεων προσδιορίζουμε το pΟH ,εφόσον ελευθερώνονται ΟΗ –.
 Επίσης για τους 25 οC ισχύει : pH + pOH = 14.
 Εξαιτίας της πλήρους διάστασης ή ιοντισμού,η συγκέντρωση των υδροξυλιόντων είναι στοιχειο-

μετρικά υπολογίσιμη και μάλιστα ίση με [ΟΗ-]=x .CI.B στην περίπτωση της βάσης ενώ ίση με
[Η3Ο+]= CI.Ο στην περίπτωση του οξέος .

Επιμ 237

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

 pH = - log [Η3Ο+] = - log CI.Ο  CI.Ο = 10-pH
 pΟH = - log [ΟΗ-] = - log CI.B  CI.B = 10-pOH ( για μονόξινες βάσεις π.χ ΚΟΗ,ΝαΟΗ )
 pH=-1  CI.Ο = 10-pH= 10-(-1)= 101=10 M
 pH = 0  [Η3Ο+ ] =10 - pH = 10 0  [ Η3Ο+ ] = 1 M
 pH=15  pOH = -1  CI.B = 10 - pOH= 10-(-1)= 101=10 M
 pH = 14  pΟH = 0  [ ΟΗ- ] = 10 - pΟH = 10 0  [ ΟΗ- ] = 1 M

 Ο βαθμός ιοντισμού ενός ηλεκτρολύτη ορίζεται ως το πηλίκο του αριθμού των mol που
ιοντίζονται προς το συνολικό αριθμό mol του ηλεκτρολύτη και εκφράζει την απόδοση
της αντίδρασης ιοντισμού του ηλεκτρολύτη στο διαλύτη (νερό).

α  x (όπου x ,C σε mole / L)
C

 αν δεν αναφέρεται ο διαλύτης , θα θεωρούμε ότι είναι το νερό .

 ο βαθμός ιοντισμού παίρνει τιμές από : 0 < α  1 ή 0% < α < 100%

- αν α = 1 , έχουμε ισχυρό ηλεκτρολύτη ,διότι εφόσον έχουμε πλήρη μετατροπή των μορίων
σε ιόντα,θα είναι χ = C.

238Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ

1. Σε ένα διάλυμα ισχύει: [Η3Ο+] = 100·[ΟΗ–] (στους 25 οC). Ποιο το pH του;
Να χαρακτηριστεί το διάλυμα ως όξινο, ουδέτερο ή βασικό.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

Σε κάθε υδατικό διάλυμα ισχύει: [Η3Ο+]·[ΟΗ–] = 10–14 (25οC). Με βάση την σχέση που δίνεται από
την άσκηση προκύπτει:

[Η3Ο+]·[ΟΗ–] = 10–14  100·[ΟΗ–]2 = 10−14  [ΟΗ–]2 = 10−16  [ΟΗ–] = 10−8 M
Άρα pOH = 8 οπότε pH = 6
Επειδή pH = 6 < 7 το διάλυμα είναι όξινο.

2. Να χαρακτηρίσετε τις προτάσεις που ακολουθούν ως σωστές ή λανθασμένες. Να αιτιο-
λογήσετε τις απαντήσεις σας.
α) Μεταξύ δύο διαλυμάτων οξέων της ίδιας θερμοκρασίας, περισσότερο όξινο είναι εκείνο
που έχει μικρότερο pH.
β) Αν σε υδατικό διάλυμα ισχύει 2·pOH = pKw, τότε το διάλυμα είναι ουδέτερο.
γ) Ένα διάλυμα καυστικού νατρίου (NaOH) μπορεί να έχει pΟH = 12.
δ) Το μεταλλικό Ca αντιδρά με το νερό και δίνει διάλυμα με pH > 7 (στους 25 oC).
ε) Η αντίδραση: Η3Ο+ + ΟΗ−  2 H2O, είναι πρακτικά μονόδρομη και εξώθερμη αντίδραση.

στ) Όταν σε ένα υδατικό διάλυμα ισχύει η σχέση pΗ < pΟΗ, το διάλυμα είναι βασικό.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

α) Σωστή. Όσο μικρότερο είναι το pH, τόσο πιο όξινο χαρακτηρίζεται ένα διάλυμα.

β) Σωστή. Σε ένα υδατικό διάλυμα ισχύει: pH + pOH = pKw. Aν ισχύει επίσης 2·pOH = pKw, τότε θα
ισχύει: pH = pOH και επομένως: [Η3Ο+] = [ΟΗ–]. Άρα, το διάλυμα θα είναι ουδέτερο.

γ) Λανθασμένη. Με αύξηση του pH το διάλυμα γίνεται λιγότερο όξινο, η [Η3Ο+] ελαττώνεται και η
[ΟΗ–] αυξάνεται.Δηλαδή pOH =12 σημαίνει pH =2 ,άρα όξινο και όχι βασικό όπως θα έπρεπε

δ) Σωστή. Τα δραστικά μέταλλα (π.χ. Νa, K, Ca, Ba) αντιδρούν εύκολα με το νερό, παράγοντας τα
αντίστοιχα υδροξείδια των μετάλλων και εκλύοντας αέριο Η2:

Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + Η2

Tο παραγόμενο υδροξείδιο του ασβεστίου είναι ισχυρή βάση και διίσταται παράγοντας ιόντα ΟΗ–:

Ca(OH)2  Ca2+ + 2 OH–

Λόγω των παραγόμενων ΟΗ–, το pH του διαλύματος είναι βασικό.

ε) Σωστή. Η αντίδραση Η3Ο+ + ΟΗ–  2 H2O είναι η αντίστροφη της αντίδρασης,

2 H2O Η3Ο+ + OH– , ΔΗ > 0

που αντιστοιχεί στον αυτοϊοντισμό του νερού και είναι ενδόθερμη αντίδραση με Κw = 10-–14.
Έτσι, η αντίστροφη αντίδραση θα είναι εξώθερμη και θα έχει σταθερά ισορροπίας ίση με 1014

(πρακτικά μονόδρομη).

Επιμ 239

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

στ) Λανθασμένη. pΗ − pΟΗ < 0  −log[H3O+] + log[OH–] < 0  log( [OH ] ) < log1 
[H3O ]

[OH ] < 1  [OH–] < [H3O+]. Άρα, το pH θα είναι όξινο.
[H3O ]

3. Ουδέτερο διάλυμα έχει pH = 6,9.
α) Να εξηγήσετε πως είναι δυνατόν αυτό να συμβεί.
β) Ποια η τιμή της Kw στην περίπτωση αυτή;
γ) Να αποδειχθεί η σχέση μεταξύ του ουδέτερου pH και της Κw.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

α) Σε όλα τα υδατικά διαλύματα ισχύει: [H3O+]·[OH–] = Kw. Ειδικά στα ουδέτερα διαλύματα ισχύει:
[Η3Ο+] = [ΟΗ–] και επομένως ειδικά στα ουδέτερα διαλύματα ισχύει:

[H3O+]2 = Kw (1)
Με βάση την παραπάνω σχέση στους 25 οC (όπου Kw = 10–14) για τα ουδέτερα διαλύματα θα ισχύει
[H3O+] = 10–7 Μ. Αν η θερμοκρασία του διαλύματος είναι μεγαλύτερη από τους 25 οC, η τιμή της Κw
είναι μεγαλύτερη από 10–14, και άρα η [H3O+] θα είναι μεγαλύτερη από 10–7 Μ και άρα το ουδέτερο
pH = − log[H3O+] θα είναι μικρότερο του 7.
Ισχύει και το αντίστροφο:
Αν ένα ουδέτερο υδατικό διάλυμα έχει pH < 7 τότε η θερμοκρασία του διαλύματος είναι θ > 25 οC.
β) Από την παραπάνω σχέση (1), προκύπτει: Κw = [H3O+]2 = (10 – 6,9 )2 = 10 –1 3,8 > 10–14
γ) Από τη σχέση (1) με λογαρίθμηση, προκύπτει:

2·log[H3O+]ουδ = logKw
pHουδ  logKw  pKw όπου pKw = − logKw

22

4. Ένα διάλυμα έχει pH = 6,8. Αν η θερμοκρασία του διαλύματος είναι θ = 60 οC, να χαρακτη-
ρίσετε το διάλυμα ως όξινο, ουδέτερο ή βασικό. Στους 60 οC, Κw = 10 −13.

ΑΠΑΝΤΗΣΗ

Υπολογίζουμε το pH του ουδέτερου διαλύματος στους 60 oC:
[H3O+]·[ΟΗ–] = Κw, [H3O+]2 = 10 –13, [H3O+]ουδ = 10–6,5 M

Επομένως, στους 60 οC: pHουδ = 6,5.
Έτσι, ένα διάλυμα με pH = 6,8, στους 60 oC, χαρακτηρίζεται ως βασικό.

240Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

Λυμένες ασκήσεις

1. Ποσότητα ΗΝΟ3 μάζας m = 1,26 g διαλύεται σε νερό και σχηματίζεται διάλυμα όγκου
V = 200 mL.
α) Ποιο το pH του διαλύματος που προκύπτει;
β) Πόσα mL νερού πρέπει να προστεθούν στο διάλυμα αυτό, ώστε το pH του διαλύματος να
μεταβληθεί κατά 2; Για το ΗΝO3, Μr(ΗΝΟ3) = 63.

ΛΥΣΗ

α)
1. Βρίσκουμε την συγκέντρωση του οξέος (ΗΝO3 ).

m 1,26
C  nΔΜΟ  Mr  63  0,1M

VΔΜ VΔΜ 0,2

2. Γράφουμε την αντίστοιχη αντίδραση ιοντισμού του οξέος (μονόδρομη) και κάνουμε απλούς στοι-
χειομετρικούς υπολογισμούς χρησιμοποιώντας τη συγκέντρωση του οξέος οπότε προσδιο-
ρίζουμε την συγκέντρωση των οξωνίων [Η3Ο+]

ΗΝO3 + H2O → ΝO3 - + Η3Ο +

0,1 M x1 = 0,1 M

3. Γράφουμε καθαρά τη συγκέντρωση των Η3Ο+ .
[Η3Ο+] = x1 = 0,1 Μ

4. Γράφουμε την έκφραση του pΗ :

pH  og [H3O ]  og 0,1 og 101  1

β)
200 mL διαλύματος ΗΝΟ3 0,1 Μ ( pHαρχ = 1)

+ VΗ2Ο VΗ2Ο

(0,2 + VΗ2Ο )L διαλύματος ΗΝΟ3 Cτελ , pHτελ = pHαρχ  2

1. Βρίσκουμε την συγκέντρωση του οξέος (ΗΝO3 ).

Κάνουμε αραίωση ,θα χρησιμοποιήσουμε τον αντίστοιχο τύπο της αραίωσης:
ΑΡΑΙΩΣΗ ( προσθήκη νερού )

nαρχ = nτελ  Cαρχ . Vαρχ = Cτελ . Vτελ 
Cαρχ  Vαρχ  Cτελ  Vτελ  Cτελ  Cαρχ  Vαρχ  0,1 0,2 M

Vτελ 0,2  VH2O

2. Γράφουμε την αντίστοιχη αντίδραση ιοντισμού του οξέος (μονόδρομη) και κάνουμε απλούς στοι-
χειομετρικούς υπολογισμούς χρησιμοποιώντας τη συγκέντρωση του οξέος οπότε προσδιο-
ρίζουμε την συγκέντρωση των οξωνίων [Η3Ο+]
ΗΝO3 + H2O  ΝO3 - + Η3Ο +
Cτελ x1 = Cτελ

Επιμ 241

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

3. Γράφουμε καθαρά τη συγκέντρωση των Η3Ο+ .
[Η3Ο+] = x1 = Cτελ Μ

4. Γράφουμε την έκφραση του pΗ :

Σύμφωνα με τα δεδομένα της άσκηση το pH στο τελικό διάλυμα έχει μεταβληθεί κατά 2 μονάδα.

Όταν ,προστίθεται νερό (αραίωση) σε ένα υδατικό διάλυμα οξέος ο όγκος του διαλύματος αυξά-
νεται, ενώ η ποσότητα του ηλεκτρολύτη παραμένει σταθερή.
Άρα, με την αραίωση ελαττώνεται η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη, ( V  τότε C  επειδή  C  n )

V
Επειδή ελαττώνεται η συγκέντρωση του οξέος, θα ελαττώνεται και η [Η3Ο+],οπότε το pΗ του
διαλύματος θα αυξηθεί .(το διάλυμα γίνεται λιγότερο όξινο,τείνει στο 7).

Cηλεκτρ  άρα [Η3Ο+]  οπότε pH 

δηλαδή θα έχουμε pHτελ = pHαρχ + 2 = 1 + 2 = 3 οπότε [ Η3Ο+] = y = 10 –3 Μ

Όμως Cτελ  0,1 0,2  0,001M  10 3M  Cτελ  0,1 0,2  10 3  VΗ2Ο= 19,8 L
0,2  VH2O 0,2  VH2O

2. Αναμιγνύουμε 400 mL διαλύματος (Δ1) ΗΝΟ3 συγκέντρωσης 0,2 Μ, με 200 mL διαλύματος
(Δ2) ΗΝΟ3 περιεκτικότητας 3,15 % w/v και σχηματίζεται διάλυμα (Δ3) .
Από το διάλυμα (Δ3) παίρνουμε 30 mL τα οποία και αραιώνουμε, μέχρι να σχηματιστεί
διάλυμα (Δ4) όγκου 900 mL. Να υπολογίσετε το pH του (Δ4).
Δίνεται Kw = 10-14 (25 oC)

Λύση :

(Δ1) : 400 mL διαλύματος ΗΝΟ3 0,2 Μ

+ (Δ2) : 200 mL διαλύματος ΗΝΟ3 C2 Μ

(Δ3) : 600 mL διαλύματος ΗΝΟ3 C3

παίρνουμε

30 mL διαλύματος ΗΝΟ3 C3 (η συγκέντρωση θα παραμείνει σταθερή)

+ VΗ2Ο VΗ2Ο

(Δ4) : 900 mL διαλύματος ΗΝΟ3 C4

Παρατηρούμε ότι υπάρχουν τέσσερα διαφορετικά διαλύματα μέσα στην άσκηση.
Θα πρέπει λοιπόν ,ξεκινώντας από πάνω προς τα κάτω να ελέγξουμε για τυχόν εκκρεμότητες.
Διαπιστώνουμε αμέσως ότι υπάρχει μία εκκρεμότητα στο δεύτερο διάλυμα του ΗΝΟ3 (νιτρικού
οξέος), αφού δεν δίνεται η συγκέντρωση του αλλά η % w/w περιεκτικότητα.

Θα πρέπει λοιπόν αρχικά να προσδιορίσουμε τη συγκέντρωση του νιτρικού οξέος στο (Δ2).

242Επιμ

(Δ2): 3,15 % w / v : σε 100 mL ΔΜ έχουμε Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

α gr ΔΜΟ ( εικονικό διάλυμα )

α 3,15

C2  nΔΜΟ  Mr  63  0,5 M
VΔΜ VΔΜ 0,1

Το επόμενο διάλυμα που προκύπτει στη σειρά είναι το (Δ3), το οποίο είναι αποτέλεσμα της
ανάμειξης διαλυμάτων νιτρικού οξέος (ίδιας διαλυμένης ουσίας).
Θα πρέπει λοιπόν να βρούμε (με τη χρήση του κατάλληλου τύπου) της συγκέντρωση του διαλύ-
ματος (Δ3).Έτσι θα έχουμε :

ΑΝΑΜΕΙΞΗ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΙΔΙΑΣ Δ.Μ.Ο.

n1αρχ + n2αρχ = nτελ  C1 . V1 + C2 . V2 +...= Cτελ . Vτελ 

C1  V1  C2  V2  C3 (V1 V2)  C3  C1  V1  C2  V2  0,2  0,4  0,5  0,2  0,3 M
V1  V2 0,4  0,2

άρα C3 = 0,3 M

Στη συνέχεια αναφέρεται στην άσκηση ότι από το διάλυμα (Δ3) παίρνουμε ορισμένο όγκο του .
Σε αυτό το σημείο θα πρέπει να θυμηθούμε ,ότι όταν από ένα διάλυμα παίρνουμε μέρος του όγκου
του ,η συγκέντρωση του διαλύματος θα παραμένει σταθερή.
Στο τελευταίο στάδιο της άσκησης κάνουμε αραίωση ,χωρίς ωστόσο να αναφέρεται ο όγκος του
νερού που προσθέσαμε. Βέβαια αυτό προκύπτει κάνοντας μία απλή αφαίρεση (900-30=870 mL).
Στο σημείο αυτό ,θα πρέπει να θυμηθούμε επίσης ότι η έκφραση «αραιώνουμε μέχρι» ή
«αραιώνουμε σε» δηλώνουν πάντοτε τον τελικό όγκο του διαλύματος ,σε αντίθεση με την
έκφραση «αραιώνουμε με» ,στην οποία θα πρέπει να προσθέσουμε στον όγκο του διαλύματος τον
όγκο του νερού που αναφέρεται.
Από εδώ και κατω έχουμε ένα διάλυμα ισχυρού οξέος ,στο οποίο θα εφαρμόσουμε την αντίστοιχη
μεθοδολογία.
1. Βρίσκουμε την συγκέντρωση του οξέος (ΗΝO3 ).

Κάνουμε αραίωση ,θα χρησιμοποιήσουμε τον αντίστοιχο τύπο της αραίωσης:
ΑΡΑΙΩΣΗ ( προσθήκη νερού )

nαρχ = nτελ  Cαρχ . Vαρχ = Cτελ . Vτελ 
C3  V3  C4  V4  C4  C3  V3  0,03  0,3  0,01M

V4 0,9

άρα C4 = 0,01 M

2. Γράφουμε την αντίστοιχη αντίδραση ιοντισμού του οξέος (μονόδρομη) και κάνουμε απλούς στοι-

χειομετρικούς υπολογισμούς χρησιμοποιώντας τη συγκέντρωση του οξέος οπότε προσδιο-
ρίζουμε την συγκέντρωση των οξωνίων [Η3Ο+]

Επιμ 243

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

ΗΝO3 + H2O → ΝO3 - + Η3Ο +

0,01 M x1 = 0,01 M

3. Γράφουμε καθαρά τη συγκέντρωση των Η3Ο+ .
[Η3Ο+] = x1 = 0,01 Μ

4. Γράφουμε την έκφραση του pΗ :

pH  og [H3O ]  og 0,01 og 102  2

ΑΣΚΗΣΗ «ΨΕΥΤΟΕΠΙΔΡΑΣΗΣ»
3. Σε 400 mL διαλύματος (Δ1) HCI συγκέντρωσης 0,25 Μ, προσθέτουμε 0,6 L διαλύματος (Δ2)
HBr συγκέντρωσης 1,5 Μ και σχηματίζεται διάλυμα (Δ3). Για το διάλυμα Δ3 να υπολογίσετε:
α. Το pH
β. Τις συγκεντρώσεις όλων των ιόντων.
Δίνεται Kw = 10-14 (25 oC)

Λύση :
α.

(Δ1) : 400 mL διαλύματος HCI 0,25 Μ

+ (Δ2) : 600 mL διαλύματος HBr 1,5 Μ

(Δ3) : 1000 mL διαλύματος HCI C1 και HBr C2

Αναμιγνύουμε δύο διαλύματα διαφορετικών ισχυρών οξέων.

1. Θα προσδιορίσουμε τις νέες συγκεντρώσεις του κάθε οξέος στο τελικό διάλυμα της ανάμιξης (Δ3):

HCl :: nαρχ (HCl) = nτελ(HCl)  C V =. C V.  C1  0,25  0,4  0,1M
αρχ(HCl) αρχ(HCl) τελ(HCl) τελ(HCl) 1

HBr: nαρχ (HBr) = nτελ(HBr)  C V =. C V.  C2  1,5  0,6  0,9 M
αρχ(HBr) αρχ(HBr) τελ(HBr) τελ(HBr) 1

2. Γράφουμε χωριστά τις αντίστοιχες αντιδράσεις ιοντισμού του κάθε οξέος (μονόδρομες) και

κάνουμε απλούς στοιχειομετρικούς υπολογισμούς χρησιμοποιώντας τη συγκέντρωση του κάθε
οξέος, οπότε προσδιορίζουμε τις συγκεντρώσεις των οξωνίων [Η3Ο+] που παράγει το κάθε οξύ.

HCl + H2O  Cl- + Η3Ο + HBr + H2O  Br- + Η3Ο +

0,1 M x1 = 0,1 M 0,9 M x2 = 0,9 M

3. Γράφουμε καθαρά τη συγκέντρωση των Η3Ο+
[Η3Ο+]ολ = x1 + x2 = 0,1 + 0,9 = 1 M

4.Γράφουμε την έκφραση του pΗ :

pH  og [H3O ]  og1 0

β. Οι συγκεντρώσεις των ιόντων στο (Δ3) είναι:

HCl + H2O  Cl- + Η3Ο + HBr + H2O  Br- + Η3Ο +

0,1 M y1 = 0,1 M x1 = 0,1 M 0,9 M y2 = 0,1 M x2 = 0,9 M

[Η3Ο+] ολ = x1 + x2 = 0,1 + 0,9 = 1 M , [CΙ-] =0,1 Μ και [Br-] = 0,9 Μ

Επίσης, στο διάλυμα υπάρχουν και ιόντα ΟΗ-, που προκύπτουν από τον ιοντισμό του νερού:

Η2Ο + Η2Ο OH- + Η3Ο +

Και θα ισχύει : Kw = 10-14 = [Η3Ο+] . [ΟΗ-] = 1 . [ΟΗ-]  [ΟΗ-] = 10-14 Μ

244Επιμ

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

4. 10 g Ca διαλύονται σε 500 mL Η2Ο και το διάλυμα που προκύπτει έχει όγκο 500 mL.
Ποιο είναι το pH του διαλύματος;
Δίνονται: Ar(Ca) = 40 και η Kw = 10-14
(Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2)

Λύση :

Πρωτίστως πρέπει να συνειδητοποιήσουμε ότι υπεύθυνο για την εμφάνιση του pH στο διάλυμα δεν
είναι το Ca που προσθέσαμε αλλά το Ca(OH)2 (υδροξείδιο του ασβεστίου) που σχηματίζεται από την
αντίδραση του ασβεστίου με το νερό,όπως φαίνεται από την παραπάνω αντίδραση.

Οπότε αρχικά θα προσδιορίσουμε την ποσότητα (moL) του ασβεστίου που έχουμε προσθέσει στο
νερό και με αυτήν θα υπολογίσουμε στοιχειομετρικά την ποσότητα του υδροξείδιο του ασβεστίου
που παράγεται .

Στη συνέχεια θα βρούμε την αντίστοιχη συγκέντρωση της βάσης και με αυτήν θα υπολογίσουμε το
pH.

10 g Ca  n  m  10  0,25 moL Ca Ca + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2
Ar 40
1 moL 1 moL
; moL Ca(OH)2

0,25 moL x = 0,25 moL

Άρα στα 500 mL του σχηματισθέντος διαλύματος ,υπάρχουν 0,25 moL Ca(OH)2.Αυτά είναι
«υπεύθυνα» για το pH του διαλύματος.
Πρόκειται για μια ισχυρή βάση,οπότε θα ακολουθήσουμε την αντίστοιχη μεθοδολογία.

500 mL δ/μα Ca(OH)2 C (0,25 moL) – εκκρεμότητα-

1. Βρίσκουμε την συγκέντρωση της βάσης (Ca(OH)2 ).

C  n  0,25  0,5 M Ca(OH)2
V 0,5

2. Γράφουμε την αντίστοιχη αντίδραση διάστασης της βάσης (μονόδρομη) και κάνουμε απλούς
στοιχειομετρικούς υπολογισμούς χρησιμοποιώντας τη συγκέντρωση της βάσης , οπότε προσδιορί-
ζουμε την συγκέντρωση των υδροξυλιόντων [ΟΗ-] ,αφού πρόκειται για βάση .

Ca(OH)2  Ca + 2 + 2 OH-

0,5 M x1 =2 . 0,5 = 1 M

3. Γράφουμε καθαρά τη συγκέντρωση των OH-
[ΟΗ-] = x1 = 1 Μ

4. Γράφουμε την έκφραση του pΟΗ ( στις βάσεις ):
pOH  og [OH ]  og1 0

Άρα το pH = 14 – pOH = 14 – 0 =14

Επιμ 245

Επιμέλεια : Πολίτης Κώστας
5ο κεφάλαιο : Οξέα - Βάσεις - Ιοντική Ισορροπία

5. Υπολογισμός του pH σε υπερβολικά αραιά διαλύματα ισχυρών οξέων ή βάσεων

Ποια είναι η συγκέντρωση Η3Ο+ σε διάλυμα HCl 10-7 M;

ΛΥΣΗ
Στην περίπτωση αυτή πρέπει να συνυπολογιστούν και τα Η3Ο+ από τον (αυτο)ιοντισμό του νερού.
Γενικά, ισχύει:
Στην εξαιρετική περίπτωση διαλυμάτων ηλεκτρολυτών στα οποία η συγκέντρωση των Η3Ο+ ή ΟΗ−
που προέρχεται από τον ιοντισμό (ή τη διάστασή) τους είναι μικρότερη από 10−6 Μ, για τον
υπολογισμό του pH θα πρέπει να λαμβάνεται υπ’ όψιν και η συγκέντρωση των ιόντων Η3Ο+ ή ΟΗ−
που προέρχεται από τον ιοντισμό του νερού. Στις άλλες περιπτώσεις ο ιοντισμός του νερού θα
θεωρείται αμελητέος. Aναλυτικότερα θα έχουμε :

Γράφουμε τις εξισώσεις ιοντισμού του HCl και Η2Ο. Cl- + Η3Ο+
10-7 Μ 10-7 Μ
ΗCl + Η2Ο
τα 10-7 Μ

Η2Ο + Η2Ο ΟΗ- + Η3Ο+

σχηματίζονται χ Μ χ Μ

Στο διάλυμα έχουμε: [Η3Ο+] = 10-7 + x Μ και [OH-] = x Μ
Αφού το διάλυμα είναι όξινο το x <10-7 Μ. Δεν μπορούμε όμως να θεωρήσουμε, ότι 10-7 + x 10-7 Μ,
καθώς το x δεν είναι πολύ μικρότερο του 10-7.

Για τον υπολογισμό του x χρησιμοποιούμε την σταθερά Kw:

Kw = [H3Ο+] [OH-] = 10-14 ή x (10-7 + x) = 10-14 ή x = 0,62 · 10-7
και [H3Ο+] = 10-7 + 0,62 · 10-7 = 1,62 · 10-7 Μ.

Σε ένα υδατικό διάλυμα οξέος ισχύει η σχέση:
[Η3Ο+]oλ = [Η3Ο+]ΗΑ + [Η3Ο+] H2O

(HA + H2Ο  Η3Ο+ + A- , H2Ο + H2Ο  Η3Ο+ + OΗ- )
 Όταν [Η3Ο]+οξέος  10-6  [Η3Ο]+ολική = [Η3Ο]+οξέος (25 oC).

 Οταν 10-8  [Η3Ο+]οξέος < 10-6  [Η3Ο]+ολική = [Η3Ο]+οξέος + [Η3Ο+] H2O
 Όταν [Η3Ο]+οξέος < 10-8  [Η3Ο]+ολική = [Η3Ο+] H2O  10-7  pH = 7

246Επιμ