Το κεφάλαιο "Ιοντική Ισορροπία - Επίδραση Κοινού Ιόντος" 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. 222...111...444 OΞΞΞΕΕΕΑΑΑ ΚΚΚΑΑΑΙΙΙ ΒΒΒΑΑΑΣΣΣΕΕΕΙΙΙΣΣΣ
EEEΠΠΠΙΙΙΔΔΔΡΡΡΑΑΑΣΣΣΗΗΗ ΚΚΚΟΟΟΙΙΙΝΝΝΟΟΟΥΥΥ ΙΙΙΟΟΟΝΝΝΤΤΤΟΟΟΣΣΣ ––– ΡΡΡΥΥΥΘΘΘΜΜΜΙΙΙΣΣΣΤΤΤΙΙΙΚΚΚΑΑΑ ΔΔΔΙΙΙΑΑΑΛΛΛΥΥΥΜΜΜΑΑΑΤΤΤΑΑΑ –––
OΓΓΓΚΚΚΟΟΟΜΜΜΕΕΕΤΤΤΡΡΡΗΗΗΣΣΣΗΗΗ
ΣΚΟΠΟΣ
Σκοπός σε αυτή την ενότητα είναι να:
i) Περιγραφεί η επίδραση κοινών ιόντων στον ιοντισμό ασθενών οξέων και ασθενών βάσεων σε
υδατικά διαλύματα και να παρουσιασθεί η μέθοδος με την οποία υπολογίζονται οι
συγκεντρώσεις των ουσιών σε τέτοια διαλύματα (διαλύματα ασθενών οξέων ή βάσεων και των
κοινών ιόντων τους).
ii) Εξηγηθεί γιατί το απεσταγμένο νερό δεν μπορεί να αντισταθεί σε μεταβολές του pH του όταν
προστίθεται σε αυτό οξύ ή βάση σε αντίθεση με τα ρυθμιστικά διαλύματα. Να παρουσιασθεί ο
τρόπος με τον οποίο τα ρυθμιστικά διαλύματα αντιστέκονται σε σημαντική μεταβολή του pH
τους όταν προστίθεται σε αυτά οξύ ή βάση.
iii) Παρουσιασθεί ο τρόπος με τον οποίο υπολογίζεται το pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος από τις
συγκεντρώσεις του συζυγούς ζεύγους και τις τιμές για τα ka και kb.
iv) Παρουσιασθεί πώς προετοιμάζεται ένα ρυθμιστικό διάλυμα με συγκεκριμένο pH.
v) Παρουσιασθεί πώς μεταβάλλεται η τιμή του pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος όταν προστίθεται
σε αυτό οξύ ή βάση.
vi) Εξηγηθεί πώς λειτουργεί ένας δείκτης οξέος-βάσης
vii) Εξηγηθεί πώς υπολογίζεται το pH του διαλύματος σε ογκομετρήσεις ισχυρού οξέος – ισχυρής
βάσης, ασθενούς οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς βάσης – ισχυρού οξέος
viii) Περιγραφεί πώς εξάγονται πολύτιμες πληροφορίες από μία καμπύλη ογκομέτρησης οξέος –
βάσης (όπως το αρχικό pH του διαλύματος, το ισοδύναμο σημείο, επιλογή του κατάλληλου
δείκτη)
ΠΡΟΣΔΟΚΩΜΕΝΑ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑΤΑ
Όταν θα έχεις ολοκληρώσει την μελέτη αυτής της ενότητας θα πρέπει να είσαι σε θέση να:
• Προβλέπεις αλλά και να υπολογίζεις πώς η προσθήκη κοινού ιόντος επηρεάζει το pH ενός
υδατικού διαλύματος ενός ασθενούς οξέος ή μιάς ασθενούς βάσης.
• Εξηγήσεις πώς ένα ρυθμιστικό διάλυμα συγκεκριμένου pH προετοιμάζεται και πώς λειτουργεί
όταν προστίθεται σε αυτό οξύ ή βάση.
• Υπολογίσεις την μεταβολή του pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος, του οποίου η σύνθεση είναι
γνωστή, όταν προστίθενται σε αυτό μικρές ποσότητες ισχυρού οξέος ή ισχυρής βάσης.
• Υπολογίσεις τις συγκεντρώσεις των ουσιών στο ρυθμιστικό διάλυμα ώστε η μεταβολή του pH
του να βρίσκεται μέσα σε συγκεκριμένο εύρος όταν προστίθεται σε αυτό συγκεκριμένη
ποσότητα οξέος ή βάσης.
• Χρησιμοποιήσεις πίνακες δεικτών όπου φαίνεται η περιοχή του pH που αλλάζουν χρώμα για να
προβλέψεις το pH ενός διαλύματος
• Διαλέξεις ένα κατάλληλο δείκτη για μία συγκεκριμένη ογκομέτρηση
• Υπολογίσεις το pH σε κάθε σημείο (συμπεριλαμβανομένου και του ισοδύναμου σημείου) σε
ογκομετρήσεις ισχυρού οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς οξέος – ισχυρής βάσης, ασθενούς
βάσης – ισχυρού οξέος

3. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
ΛΕΞΕΙΣ - ΚΛΕΙΔΙΑ
Κοινό ιόν, επίδραση κοινού ιόντος, ρυθμιστικό διάλυμα, ρυθμιστική ικανότητα, εξίσωση των Henderson-
Hasselbalch, δείκτες οξέων-βάσεων, πρωτολυτικοί δείκτες, πεχάμετρο, ογκομέτρηση, οξυμετρία,
αλκαλιμετρία, ισοδύναμο σημείο, καμπύλη ογκομέτρησης, τελικό σημείο ογκομέτρησης.
ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΕΝΟΤΗΤΑΣ 2.1.4
Με βάση τις έως τώρα γνώσεις σου στην χημεία προσπάθησε να αντιστοιχίσεις την σωστή απάντηση στις
παρακάτω ερωτήσεις. Επανέλαβε το ίδιο μετά την μελέτη της ενότητας και διαπίστωσε την διαφορά εάν
υπάρχει. Οι απαντήσεις δίνονται στο τέλος του κεφαλαίου 2 στην σελίδα 393.
270
ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ
1 Εάν σε απεσταγμένο νερό προστεθεί ένα οξύ η ισορροπία του
αυτοϊοντισμού του νερού θα μετατοπισθεί προς τα προϊόντα ή
προς τα αντιδρώντα;
2 Πώς επηρεάζει τον ιοντισμό ενός ασθενούς οξέος η προσθήκη
Η+;
3 Πώς επηρεάζει το pH ενός ρυθμιστικού διαλύματος η προσθήκη
μικρής αλλά υπολογίσιμης ποσότητας μίας βάσης;
4 Με ποιο τρόπο μπορεί να μετρηθεί με ακρίβεια το pH ενός
διαλύματος;
5 Κατά την ογκομέτρηση γνωστού όγκου ενός ισχυρού οξέος από
ένα πρότυπο διάλυμα ισχυρής βάσης ποια παράμετρος του οξέος
μπορεί άμεσα να προσδιορισθεί;
α) Η πυκνότητα
β) Τον μειώνει
γ) Τον αυξάνει
δ) Το μεταβάλει σημαντικά
ε) Η συγκέντρωση
στ) προς τα προϊόντα
ζ) προς τα αντιδρώντα
η) με πρωτολυτικούς δείκτες
θ) Το μεταβάλει σε μικρό βαθμό
ι) με πεχάμετρο
Εάν στην ερώτηση 1 παραπάνω έχεις αντιστοιχίσει την απάντηση (ζ) και στην 2 την απάντηση (β) έχεις
απαντήσει σωστά.
Το νερό όπως έχει παρουσιασθεί και στην ενότητα 2.1.1 είναι σημαντικός διαλύτης όχι μόνο λόγω της
σχετικής αφθονίας του στην φύση αλλά λόγω κυρίως της ιδιότητάς του να διαλύει πολλές και διαφορετικές
ουσίες.53 Δεν αποτελεί έκπληξη επομένως το γεγονός ότι τα υδατικά διαλύματα που συναντάμε στην φύση
(νερό λιμνών, θαλάσσιο νερό, βιολογικά υγρά) περιέχουν πολλές διαλυμένες ουσίες. Σε ένα τέτοιο διάλυμα,
σύνθετο εξαιτίας του γεγονότος ότι περιέχει πολλές διαλυμένες ουσίες, θα συμβαίνουν ταυτόχρονα πολλές
αντιδράσεις χημικής ισορροπίας. Πώς θα μπορέσουμε να υπολογίσουμε το pH ενός τέτοιου διαλύματος και
τις συγκεντρώσεις των ουσιών που περιέχει στην χημική ισορροπία;
Μέχρι τώρα, στην προηγούμενη ενότητα 2.1.3, ασχοληθήκαμε με απλές περιπτώσεις όπου ένα διάλυμα
περιέχει συνήθως ένα οξύ ή μία βάση ή ένα άλας. Το pH και οι συγκεντρώσεις των ουσιών στην χημική
ισορροπία μπορούσε να υπολογισθεί εύκολα στις περιπτώσεις αυτές είτε από μία μονόδρομη αντίδραση
ιοντισμού του ηλεκτρολύτη (εάν επρόκειτο για ισχυρό οξύ ή ισχυρή βάση) ή από μία αντίδραση χημικής
ισορροπίας στην περίπτωση ασθενών ηλεκτρολυτών.
Στην ενότητα αυτή, θα ασχοληθούμε με τον υπολογισμό του pH και των συγκεντρώσεων των ουσιών στην
χημική ισορροπία σε ποιο σύνθετες περιπτώσεις διαλυμάτων που περιέχουν οξέα και βάσεις όπως:
α) σε διάλυμα που περιέχει ασθενές οξύ (HA) και ένα διαλυτό άλας του οξέος (NaA)
β) σε διάλυμα που περιέχει ασθενή βάση (B) και ένα διαλυτό άλας της βάσης (BHX)54
53 Διαλύει τόσο ιοντικές ενώσεις αφού είναι πολικός διαλύτης αλλά και μεγάλο αριθμό ομοιοπολικών ενώσεων. Στην
φύση γενικά ισχύει ότι ένας πολικός διαλύτης διαλύει με ευκολία πολικές ενώσεις (ιοντικές ενώσεις) και γενικά ότι
μία ουσία διαλύεται με ευκολία από κάποια που είναι «όμοιά» της ως προς την πολικότητα. Το νερό όμως έχει την
ιδιότητα να υπερβαίνει την γενική αυτή αρχή και να διαλύει και ενώσεις που δεν είναι όμοιές του ως προς την
πολικότητα (π.χ. διαλύει την ζάχαρι που είναι ομοιοπολική ένωση).
54 Για παράδειγμα NH3 και ΝΗ4Cl.

4. Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση
Τα διαλύματα αυτά είναι γνωστά ως ρυθμιστικά διαλύματα και έχουν την ιδιότητα να αντιστέκονται στην
μεταβολή του pH τους. Η σπουδαιότητά τους είναι μεγάλη εάν αναλογισθούμε ότι ένα τέτοιο ρυθμιστικό
διάλυμα είναι και το αίμα που διατηρεί το pH του μέσα στο στενό εύρος από 7,35 – 7,45. Μικρή πτώση του
pH του αίματος σε τιμές κάτω από το 6,8 ή άνοδος σε τιμές επάνω από το 7,8 μπορεί να επιφέρει το
θάνατο.
Γιατί όμως χρειάζεται να μελετήσουμε τέτοιες σύνθετες περιπτώσεις διαλυμάτων οξέων και βάσεων όπως
για παράδειγμα τα ρυθμιστικά διαλύματα; Πού έχουν εφαρμογή στην καθημερινή ζωή αλλά και στην
χημεία;
¾ Η παρουσία οξέων ή βάσεων σε υδατικά διαλύματα μπορεί να επηρεάσει σημαντικότατα την
διαλυτότητα δυσδιάλυτων ιοντικών ενώσεων. Μπορεί δηλαδή να την αυξήσει ή να την
περιορίσει.
¾ Η διαλυτοποίηση αλλά και η καθίζηση ουσιών είναι φαινόμενα που συμβαίνουν καθημερινά
271
τόσο μέσα στο σώμα55 μας όσο και γύρω μας.56
¾ Η ποιοτική ανάλυση ιόντων μετάλλων σε υδατικά διαλύματα (η αναγνώριση δηλαδή ποια
ιόντα μετάλλων είναι διαλυμένα σε ένα υδατικό διάλυμα) πριν την χρήση των σύγχρονων
αναλυτικών συσκευών γινόταν με την κατάλληλη μεταβολή του pH του διαλύματος
(προσθήκη οξέων ή βάσεων) ώστε επιλεκτικά να παραληφθούν ως ιζήματα και να
αναγνωρισθούν από τις φυσικές και χημικές ιδιότητές τους.
Ας εξετάσουμε όμως αρχικά στην ενότητα αυτή, κάνοντας ταυτόχρονα και μία εισαγωγή στα ρυθμιστικά
διαλύματα, πώς επηρεάζεται η κατάσταση χημικής ισορροπίας ενός ασθενούς οξέος ή μίας ασθενούς βάσης
από την επίδραση μέσα στο διάλυμα ενός άλατός του οξέος ή της βάσης αντίστοιχα. Η επίδραση που
παρατηρείται στην χημική ισορροπία είναι γνωστή ως επίδραση κοινού ιόντος.
Επίδραση Κοινού Ιόντος στην Χημική Ισορροπία Οξέων – Bάσεων
Εάν υπολογίσουμε την συγκέντρωση του [OH-] σε απεσταγμένο νερό στο οποίο έχουμε προσθέσει HCl θα
διαπιστώσουμε ότι είναι πάρα πολύ μικρότερη από ότι στο καθαρό απεσταγμένο νερό.57 Στην
πραγματικότητα περιμένουμε ότι αυτό θα συμβαίνει, καθώς με βάση το γινόμενο ιόντων του νερού (kw =
10-14) όσο η συγκέντρωση του [H3O+] αυξάνει (καθώς διαλύεται το HCl στο νερό) τόσο η συγκέντρωση του
[OH-] ελαττώνεται ώστε το γινόμενο να παραμένει σταθερό στην ίδια θερμοκρασία.
Πραγματική όμως ερμηνεία, γιατί παρατηρείται ελάττωση της συγκέντρωσης του [OH-] καθώς διαλύεται το
HCl στο νερό, μπορεί να δοθεί εάν σκεφτούμε τι πραγματικά συμβαίνει στην αντίδραση χημικής ισορροπίας
του αυτοϊοντισμού του νερού. Η σημαντική μεταβολή που συμβαίνει στην ισορροπία είναι η μεγάλη αύξηση
της συγκέντρωσης του H3O+ που οφείλεται στον πλήρη ιοντισμό του ισχυρού οξέος HCl (Σχήμα 2-12). Η
μεταβολή αυτή αναγκάζει την χημική ισορροπία του αυτοϊοντισμού να στραφεί προς τα αριστερά (προς τα
αντιδρώντα) έτσι ώστε να ελαττώσει την αύξηση του H3O+ (Αρχή του Le Chatelier, δες σελίδα 232). Το
H3O+ είναι το κοινό ιόν των δύο αντιδράσεων σε αυτή την περίπτωση. Aντίστοιχα εάν σε απεσταγμένο νερό
55 Ως παράδειγμα μπορεί να αναφερθεί η διαλυτοποίηση του σμάλτου των δοντιών από όξινα διαλύματα με
αποτέλεσμα την καταστροφή τους. Η καθίζηση ορισμένων αλάτων δημιουργεί πέτρες στα νεφρά.
56 Το νερό διαλυτοποιεί άλατα καθώς περνά μέσα από τα πετρώματα στη γή ή καθώς ρέει επάνω στην επιφάνεια της
γής. Η μεταβολή στο pH του ενδέχεται να αυξήσει η να ελαττώσει ανάλογα με την περίπτωση την διαλυτοποίηση
ορισμένων αλάτων.
57 Η συγκέντρωση του [OH-] σε απεσταγμένο νερό είναι [OH-] = 10-7 M. Eάν προστεθούν σε 1 λίτρο απεσταγμένου
Η2Ο 0,001 mol HCl η συγκέντρωση του [H3O+] = 10-3 M και η [OH-] ελαττώνεται και γίνεται [OH-] = 10-11 M

5. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
ΔΙΑΓΡΑΜΜΑ ΡΟΗΣ ΤΩΝ ΒΑΣΙΚΩΝ ΣΗΜΕΙΩΝ ΤΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑΣ 2.1.4 - "ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ: ΕΠΙΔΡΑΣΗ
272
ΔΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ
ΟΞΕΟΣ ΗΑ
Eάν προστεθεί ισχυρός ηλεκτρολύτης με κοινό ιόν
(π.χ. ΜΑ, ΗΧ) τότε παρατηρείται
y ελάττωση του [A-]
y ελάττωση του Η+ που προέρχεται από
τον ιοντισμό του ΗΑ
ΗΑ και Α- ([Α-] κυρίως από το [MA])
ή
HA και H+ (H+ κυρίως από το ΗΧ)
ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ"
[ΗΑ] και [Α-]
Χρησιμοποιούμε την αντίδραση
χημικής ισορροπίας για τον ιοντισμό
του ΗΑ καθώς και το ka, [HA] και
[A-] για να υπολογίσουμε
ΔΙΑΛΥΜΑ ΑΣΘΕΝΟΥΣ
ΒΑΣΗΣ Β
Eάν προστεθεί ισχυρός ηλεκτρολύτης με κοινό ιόν
(π.χ. ΒΧ ή ΜΟΗ) τότε παρατηρείται
"ΕΠΙΔΡΑΣΗ ΚΟΙΝΟΥ ΙΟΝΤΟΣ"
y ελάττωση του βαθμού ιοντισμού α του ΗΑ ή της Β
y μετατόπιση της χημικής ισορρ. ιοντισμού του ΗΑ ή της
Β πρός τα αντιδρώντα
Για την περίπτωση του
ασθ. οξέος ΗΑ σημαίνει
Για την περίπτωση της
ασθ. βάσης Β σημαίνει
y ελάττωση του ΟΗ- που προέρχεται από
y τον ιοντισμό του Β
Το τελικό διάλυμα περιέχει
Υπολογίζουμε τις συγκεντρώσεις στο διάλυμα που
προκύπτει μετά την προσθήκη του ΜΑ ή ΗΧ
Το pH του
διαλύματος
Το τελικό διάλυμα περιέχει
Β και ΒΗ+ (ΒΗ+ από το BX)
ή
B και OH- (OH- κυρίως από το MOH)
Υπολογίζουμε τις συγκεντρώσεις στο διάλυμα που
προκύπτει μετά την προσθήκη του BΧ ή ΜΟΗ
[Β] και [ΒΗ+]
Χρησιμοποιούμε την αντίδραση
χημικής ισορροπίας για τον ιοντισμό
του B καθώς και το
k b, [B] και
[BH+] για να υπολογίσουμε

6. Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση
προστεθεί μία ισχυρή βάση (π.χ. ΝaOH) η θέση της χημικής ισορροπίας του αυτοϊοντισμού του νερού θα
μετατοπισθεί προς τα αριστερά για να ελαττώσει την αύξηση της συγκέντρωσης του [OH-] σε αυτή την
περίπτωση. Στην περίπτωση αυτή το κοινό ιόν των δύο αντιδράσεων είναι το OH-.58
Eπίδραση κοινού ιόντος έχουμε όταν σε διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη
προσθέσουμε άλλο ηλεκτρολύτη (συνήθως ισχυρό) που να έχει κοινό ιόν με τον
ασθενή ηλεκτρολύτη. Στην περίπτωση αυτή ο βαθμός ιοντισμού του ασθενούς
ηλεκτρολύτη μειώνεται, λόγω μετατόπισης της ισορροπίας ιοντισμού προς τα
αριστερά, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier.
Τα βασικά σημεία της επίδρασης κοινού ιόντος στην χημική ισορροπία οξέων – βάσεων δίνεται σε μορφή
διαγράμματος ροής στην επόμενη σελίδα.
Ας εξετάσουμε όμως ποιο αναλυτικά και με παραδείγματα την επίδραση κοινού ιόντος σε διάφορα
διαλύματα όπως:
• Επίδραση Κοινού Ιόντος σε Διάλυμα Ασθενούς Οξέως και Ισχυρού Οξέως:
Σχήμα 2-12: Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας του αυτοϊοντισμού του νερού προς τα αντιδρώντα (προς τα αριστερά)
λόγω της επίδρασης της προσθήκης ΗCl στο διάλυμα (επίδραση του κοινού ιόντος Η3Ο+).
Ένα ισχυρό οξύ ελαττώνει τον βαθμό ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος, όπως ακριβώς και τον αυτοϊοντισμό
του νερού, λόγω της επίδρασης του κοινού ιόντος H3O+. Για παράδειγμαn ας δούμε την Άσκηση –
Παράδειγμα 2-27:
Άσκηση – Παράδειγμα #2-27
α) Nα υπολογισθούν οι συγκεντρώσεις του H3O+ και του C2H3O2
- σε διάλυμα 0,1 Μ οξικού οξέος. β) Να
υπολογισθούν οι παραπάνω συγκεντρώσεις σε διάλυμα 0,1 Μ οξικού οξέος που περιέχει ΗCl σε
συγκέντρωση 0,1 Μ (δίνεται ka ≈ 10-5)
58 Επειδή ο αυτοϊοντισμός του νερού γίνεται σε πολύ μικρό βαθμό ακόμη και εάν προσθέταμε σε αυτό ασθενές οξύ ή
273
βάση θα παρατηρούσαμε την επίδραση του κοινού ιόντος.

7. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Λύση:
Aκολουθούμε την Μεθοδολογία #3 στην σελίδα 249.
BHMA ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑ ΣΗΜΕΙΩΣΗ
I
ΔΕΔΟΜΕΝΑ
α) [HC2H3O2] = 0,1 M
β) [HC2H3O2] = 0,1 M
[HCl] = 0,1 M
ka = 10-5
ΖΗΤΟΥΜΕΝΑ α) και β) [H3O+] = ;
[C2H3O2-] = ;
Γράφουμε τα δεδομένα και τα
ζητούμενα της άσκησης.
II
Οι σχέσεις που συνδέουν τα δεδομένα με τα ζητούμενα είναι:
α)
ka = [H3O+] . [C2H3O2-] /[ HC2H3O2] = 10-5 (1)
Έστω χ mol/ℓ του οξικού οξέος ιοντίζονται. Η αντίδραση και οι συγκεντρώσεις στην ισορροπία
είναι:
HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2- (2)
- x mol/ℓ +x mol/ℓ +x mol/ℓ
Αρχικά 0,1 Μ 0 0
Μεταβολή -x M +x M +x M
Τελικά
(0,1– x) M x M x M
(στην xημική
ισορροπία)
β) Στην περίπτωση αυτή υπάρχει και η αντίδραση ιοντισμού του οξέος HCl που παράγει κοινό ιόν
(το H3O+) με την αντίδραση (2).
HCl + H2O ⎯ H
2
O→ H3O+ + Cl- (1′)
- 0,1 mol/ℓ +0,1 mol/ℓ +0,1 mol/ℓ
H αντίδραση ισορροπίας (2) και η σχέση για την σταθερά ιοντισμού ka (1) ισχύουν όπως
παραπάνω. Έστω χ mol/ℓ του οξικού οξέος ιοντίζονται. Στην περίπτωση αυτή η αντίδραση και οι
συγκεντρώσεις στην ισορροπία είναι:
HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2- (2)
- x mol/ℓ +x mol/ℓ +x mol/ℓ
Αρχικά 0,1 Μ 0,1 Μ59 0
Μεταβολή -x M +x M60 +x M
Τελικά
(0,1– x) M (0,1+x) M x M
(στην xημική
ισορροπία)
III
α) Aπό την σχέση (1) και τις συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα:
ka = [H3O+] . [C2H3O2-] /[ HC2H3O2] = 10-5 ⇒ ka = x . x /(0,1-x) = 10-5 ⇒
⇒ ka = x2 /0,1 = 10-5 ⇒ x = 10-3 Μ (3)
Από την (2), την (3) και τον πίνακα ⇒ x = [H3O+] = [C2H3O2-] = 10-3 Μ (4)
59 Από τον ιοντισμό του HCl το οποίο ως ισχυρό οξύ ιοντίζεται πλήρως παράγοντας 0,1 Μ Η3Ο+.
60 Aπό τον ιοντισμό του ασθενούς οξέος HC2H3O2 το οποίο ιοντίζεται μερικώς (έστω x mol/ℓ).
274

8. Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση
Σημείωση: Το 0,1-x ≈ 0,1 καθώς ka/c = 10-5 /10-1 ≤ 10-2
β) Aπό την σχέση (1) και τις συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα στο Βήμα ΙΙ
(β) παραπάνω:
ka = [H3O+] . [C2H3O2-] /[ HC2H3O2] = 10-5 ⇒ ka = x . (0,1+ x) /(0,1-x) = 10-5 ⇒ ka = x . 0,1 /0,1
= 10-5 ⇒ x = 10-5 Μ (2′)
Από την (2), την (2′) και τον πίνακα στο Βήμα ΙΙ (β) ⇒
[H3O+] = 0,1 + x = (0,1 + 10-5) M ≈ 0,1 M (3′)
[C2H3O2-] = x = 10-5 M (4′)
Σημείωση: Το 0,1+x ≈ 0,1 αφού ka/c = 10-5 /10-1 < 10-2
IV
α) Eπομένως [H3O+] = [C2H3O2-] = 10-3 Μ
β) Επομένως [H3O+] ≈ 0,1 Μ και [C2H3O2-] = 10-5 M
Από την παραπάνω Άσκηση – Παράδειγμα #2-27 προκύπτει ότι η προσθήκη HCl στο διάλυμα του οξικού
οξέος, με το οποίο έχει κοινό ιόν το H3O+, έφερε ελάττωση της [C2H3O2
-] κατά 100 περίπου φορές
μετατοπίζοντας την θέση της χημικής ισορροπίας προς τα αντιδρώντα (προς το οξικό οξύ).
Οι γενικές αρχές που ισχύουν στην περίπτωση διαλύματος ισχυρού οξέος και ασθενούς οξέος ισχύουν και
στην περίπτωση διαλύματος ισχυρής βάσης και ασθενούς βάσης.
• Επίδραση Κοινού Ιόντος σε Διάλυμα Ασθενούς Οξέως και Άλατος του Ασθενούς Οξέως:
Tί συμβαίνει στον βαθμό ιοντισμού ενός ασθενούς οξέος όπως για παράδειγμα του οξικού οξέος HC2H3O2
όταν σε διάλυμά του προστεθεί ένα διαλυτό άλας του όπως το ΝaC2H3O2;
To άλας ενός ασθενούς οξέος είναι ένας ισχυρός ηλεκτρολύτης και ιοντίζεται πλήρως δίνοντας Νa+ και
C2H3O2
-. Oπως έχουμε δει και στην ενότητα 2.1.3 - «Διαλύματα αλάτων – Iόντα ως οξέα και βάσεις –
Yδρόλυση» στην σελίδα 264, το ιόν ασθενών οξέων όπως το C2H3O2
- (προέρχεται από το ασθενές οξύ
HC2H3O2) ενεργεί σαν βάση, συζυγής βάση του οξέος HC2H3O2, αντιδρώντας με το νερό και παράγoντας
ΟΗ-. Επομένως καθώς η [ΟΗ-] στο διάλυμα του οξικού οξέος αυξάνει με την διάλυση του άλατος ΝaC2H3O2
(η [Η3Ο+] ελαττώνεται) το pH του διαλύματος αυξάνει.
Αξίζει όμως να δούμε τι συμβαίνει στην αντίδραση χημικής ισορροπίας του οξικού οξέος καθώς διαλύεται
στο διάλυμα το άλας ΝaC2H3O2 για να εξηγήσουμε γιατί ο βαθμός ιοντισμού του οξέος ελαττώνεται. Οι δύο
κύριες αντιδράσεις στο διάλυμα είναι ο ιοντισμός του ΝaC2H3O2 (μονόδρομη αντίδραση) και η αντίδραση
ισορροπίας του ιοντισμού του ασθενούς οξέος HC2H3O2:
ΝaC2H3O2 ⎯ H
2
O→ Νa+ + C2H3O2
-
HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2
-
To κοινό ιόν στην περίπτωση αυτή είναι το C2H3O2
- το οποίο αναγκάζει την αντίδραση χημικής ισορροπίας
να στραφεί προς τα αριστερά και επομένως επιφέρει:
¾ την ελάττωση της συγκέντρωσης του H3O+ στην ισορροπία και
¾ την ελάττωση του βαθμού ιοντισμού του οξικού οξέος.
Ας δούμε όμως πώς μπορούμε να υπολογίσουμε το pH και τις συγκεντρώσεις των ουσιών στην χημική
ισορροπία σε ένα διάλυμα που αποτελείται από ένα ασθενές οξύ και από ένα άλας του ή μία ασθενή βάση
275

9. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
και ένα άλας της (Άσκηση-Παράδειγμα #2-28 στην σελίδα 278). Πριν όμως ας δούμε την Μεθοδολογία που
ακολουθούμε για την επίλυση τέτοιων ασκήσεων.
Μεθοδολογία #5:
Ασκήσεις σε διάλυμα ασθενούς οξέος και άλατός του ή ασθενούς βάσης και άλατος της:
Στις ασκήσεις αυτές ζητείται το pH και οι συγκεντρώσεις των ουσιών στην ισορροπία σε διάλυμα ασθενούς
οξέος ΗΑ και άλατός του ΜΑ (όπου Μ = Na, K, …) με το οποίο υπάρχει κοινό ιόν ή αντίστοιχα ασθενούς
βάσης Β και άλατός της ΒΧ (όπου Χ= Cl, Br,..). Συνήθως δίνονται οι αρχικές συγκεντρώσεις του ασθενούς
οξέος/βάσης C1 και του άλατος τους C2 καθώς και η ka ή η kb αντίστοιχα. Στην περίπτωση αυτή
ακολουθούμε την Μέθοδο Α:
Βήμα Ι: Γράφουμε τα δεδομένα και τα ζητούμενα της άσκησης.
Στα δεδομένα συνήθως είναι:
► η αρχική συγκέντρωση C (molarity) του διαλύματος του ασθενούς οξέος [HA] και του άλατός του [MA].
Eνδέχεται να δίνoνται απευθείας ή να πρέπει να υπολογισθούν όπως στο Βήμα ΙΙ στην Μεθοδολογία #1 –
Mέθοδο Α στην σελίδα 239.
► η ka του ασθενούς οξέος
Βήμα ΙΙ: α) Γράφουμε τις σχέσεις που συνδέουν τα δεδομένα και τα ζητούμενα της άσκησης
και β) Αναγνωρίζουμε τις κύριες ουσίες στο διάλυμα και προσδιορίζουμε ποιες
συμπεριφέρονται ως οξέα ή βάσεις γ) Γράφουμε την αντίδραση ιοντισμού του άλατος και την
αντίδραση χημικής ισορροπίας για τον ιοντισμό του ασθενούς οξέος ΗΑ ή της βάσης Β δ)
Τοποθετούμε σε πίνακα τις αρχικές και τελικές συγκεντρώσεις των ουσιών που συμμετέχουν
στην χημική ισορροπία ε) Γράφουμε την σχέση για την σταθερά ισορροπίας ka ή kb όπως
προκύπτει από την αντίδραση ιοντισμού του ασθενούς οξέος/βάσης στην χημική ισορροπία.
► Οι σχέσεις με τις οποίες συνδέονται τα δεδομένα και τα ζητούμενα είναι:
pH = -log[H+], pOH = -log[OH-], kw = [H+].[OH-] = 10-14, pH + pOH = 14 καθώς και η ka ή η kb
► Οι κύριες ουσίες στο διάλυμα είναι:
♦ το ασθενές οξύ ΗΑ (ή η βάση Β)
♦ το Μ+(π.χ. Νa+, K+,…το οποίο δεν συμπεριφέρεται ούτε σαν οξύ ούτε σαν βάση) ή το Χ- το οποίο επίσης
δεν ενεργεί ούτε σαν οξύ ούτε σαν βάση
♦ το A- (το οποίο συμπεριφέρεται σαν βάση, συζυγής βάση του οξέος HA, στην αντίδρασή του με το νερό)
ή το Β+ (το οποίο συμπεριφέρεται σαν οξύ, συζυγές οξύ της βάσης Β) και
♦ το Η2Ο (πού συμπεριφέρεται είτε σαν ασθενές οξύ είτε σαν ασθενής βάση).
► Οι αντιδράσεις είναι: α) o ιοντισμός του ασθενούς οξέος / βάσης που ιοντίζεται μερικώς στο νερό
(αμφίδρομη αντίδραση) και η οποία καθορίζει το pH του διαλύματος β) η μονόδρομη αντίδραση ιοντισμού
του άλατος ΜA ή του άλατος ΒΗΧ και γ) η χημική ισορροπία για την αντίδραση αυτοϊοντισμού του νερού (η
οποία στις περισσότερες περιπτώσεις δεν καθορίζει το pH του διαλύματος καθώς το νερό είναι
ασθενέστερος ηλεκτρολύτης από το ασθενές οξύ ή την ασθενή βάση που δίνεται στην άσκηση):
HΑ Η+ + A- (1)
276
ΜA ⎯ H
2
O→ Μ+ + A- (2)

10. Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση
► Ο πίνακας με τις αρχικές και τελικές συγκεντρώσεις (στην χημική ισορροπία) των ουσιών στην
αντίδραση συμπληρώνεται θεωρώντας ότι έστω x mol/ℓ του ασθενούς οξέος ΗΑ ή της ασθενούς βάσης Β
ιοντίζονται. Οι συγκεντρώσεις των ουσιών στην χημική ισορροπία εκφράζονται ως προς: i) το x με βάση την
στοιχειομετρία της αντίδρασης ιοντισμού του οξέος ή της βάσης και ii) την αρχική συγκέντρωση C1 του
οξέος ή της βάσης και C2 του άλατος ΜΑ ή ΒΗΧ. Για παράδειγμα για την γενική περίπτωση του οξέος ΗΑ
αρχικής συγκέντρωσης C1 που ιοντίζεται κατά x mol/ℓ στο νερό ο πίνακας για τις συγκεντρώσεις των
ουσιών στην χημική ισορροπία έχει την μορφή:
HΑ Η+ + A- (1)61
Αρχικά C1 Μ 0 C2 Μ
Μεταβολή -x M +x M +x M
Τελικά
(στην χημ.
ισορροπία)
(C1 -x) M x M (C2 +x) M
► Η σχέση για την σταθερά ισορροπίας k του ασθενούς οξέος/βάσης μπορεί να γραφεί με βάση τις
συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα ως εξής:
ka = [H+] [A-] / [HA] = x . (C2+x) /(C1-x) ≈ x . C2 / C1 (3)
ή αντίστοιχα για την βάση Β
kb = [HB+] [OH-] / [B] = x . (C2+x) /(C1-x) ≈ x . C2 / C1 (4)
Σημείωση: Η προσέγγιση (C-x) ≈ C και (C+x) ≈ C μπορεί να γίνει όταν ka/C ≤ 10-2 ή kb/C ≤ 10-2.
Διαφορετικά πρέπει να λυθεί η δευτεροβάθμια εξίσωση ως προς x που προκύπτει.
Βήμα ΙΙΙ: Προσδιορίζουμε από τα δεδομένα του προβλήματος στο Βήμα Ι και από την σχέση
για το ka ή το ka (Βήμα ΙΙ) τα mol του οξέος ή της βάσης που ιοντίζονται ανά 1 ℓ διαλύματος
δηλαδή το x.
Από τις σχέσεις (3) ή (4) μπορεί να υπολογισθεί η τιμή του x. Έστω x = c
Βήμα ΙV: Υπολογίζουμε τις συγκεντρώσεις των ουσιών στην χημική ισορροπία.
Αντικαθιστούμε την γνωστή τιμή του x = c στις συγκεντρώσεις των ουσιών στην χημική ισορροπία που
δίνονται στον πίνακα (Βήμα ΙΙ). Υπολογίζουμε τις συγκεντρώσεις των ουσιών στην χημική ισορροπία.
Δες Άσκηση – Παράδειγμα: #2-28
61 Θυμηθείτε ότι η αντίδραση ιοντισμού του ασθενούς ηλεκτρολύτη καθορίζει το pH και τις συγκεν-τρώσεις των
277
ουσιών στην χημική ισορροπία.

11. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Άσκηση – Παράδειγμα #2-28
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
278
+ 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
σελίδ 249 . Τα αρχικά όμως βήματα και στις δύο περιπτώσεις είναι ίδια.
BHMA ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑ ΣΗΜΕΙΩΣΗ
I
ΔΕΔΟΜΕΝΑ
VHCl = 30 cm3
VNH3 = 30 cm3
[ΗCl] = 1M
[ΝΗ3 ] = 2Μ
kb = kΝΗ3 ≈ 10-5
ΖΗΤΟΥΜΕΝΑ pH = ;
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 NH3 nNH3 στο διάλυμα των 60 cm3 = 6 . 10-2 mol (5)
Η αντίδραση του HCl με την NH3 δίνεται από:
ΗCl + NH3 ⎯ H
2
O→ 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 NH4Cl το 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 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

12. Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση
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:
NH4Cl ⎯ H
2
O→ NH4+ + Cl- (9)
-0,5 mol/ℓ +0,5 mol/ℓ +0,5 mol/ℓ
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 M +x M
Τελικά
(0,5–x) M (0,5+x) M x M
(στην xημική
ισορροπία)
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 ⇒ kb = kΝΗ3 = (0,5+x) . x / (0,5–x) =10-5 ⇒ kb = kΝΗ3 =
0,5 . x / 0,5 = 10-5 ⇒ 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) ⇒ pOH = -log[OH-] = -log(10-5) = 5 (13
IV
Eπομένως την (2) και την (13) ⇒ pH = 14 – pOH = 14 – 5 = 9
Όμοιες ασκήσεις: 190, 191
279

13. KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
280
ΔΙΑΓΡΑΜΜΑ ΡΟΗΣ ΤΩΝ ΒΑΣΙΚΩΝ ΣΗΜΕΙΩΝ ΤΗΣ ΕΝΟΤΗΤΑΣ 2.1.4 - "ΟΞΕΑ ΚΑΙ ΒΑΣΕΙΣ:
AΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΗΑ
+
ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ"
ΣΥΖΥΓΗΣ AΣΘΕΝΗΣ ΒΑΣΗ Α
-
με ανάμειξη προκύπτει με ανάμειξη προκύπτει
Το pH του ρυθμιστικού διαλύματος μένει σχεδόν
αμετάβλητο λόγω της εξουδετέρωσης του Η+
-
+ H
Α
+
-----> HA + Η2Ο
-
+
ΗΑ και Α-
[ΗΑ] και [Α
-
]
Χρησιμοποιούμε την αντίδραση
χημικής ισορροπίας για τον ιοντισμό
του ΗΑ καθώς και το ka, [HA] και
-
] για να υπολογίσουμε
[A
AΣΘΕΝΕΣ ΟΞΥ ΗΑ
+
ΙΣΧΥΡΗ ΒΑΣΗ MOH
ΡΥΘΜΙΣΤΙΚΟ ΔΙΑΛΥΜΑ
ΗΑ / A
προσθήκη ισχυρού οξέος Η
Το pH του ρυθμιστικού διαλύματος μένει σχεδόν
αμετάβλητο λόγω της εξουδετέρωσης του ΟΗ-
-
-----> A
HΑ + OH
-
+ Η2Ο
προσθήκη ισχυρής βάσης ΜΟΗ
Το τελικό διάλυμα μετά
την προσθήκη του Η
+
περιέχει
Υπολογίζουμε τις συγκεντρώσεις στο
διάλυμα που προκύπτει μετά την
προσθήκη του Η
+
ή του ΟΗ
-
με βάση
την στοιχειομετρία της αντίδρασης
εξουδετέρωσης
Το pH του
διαλύματος
Το τελικό διάλυμα μετά
-
περιέχει
την προσθήκη του ΟΗ

14. Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση
Ρυθμιστικά Διαλύματα
Διαλύματα σαν και αυτά που έχουμε περιγράψει στην προηγούμενη ενότητα, που περιέχουν ένα ασθενές
οξύ και την συζυγή του βάση ή μία ασθενή βάση και το συζυγές της οξύ, αντιστέκονται σε σημαντική
μεταβολή του pH τους όταν σε αυτά προστεθεί:
• Μικρή αλλά υπολογίσιμη ποσότητα οξέος ή βάσης62
• Ορισμένη ποσότητα απεσταγμένου νερού
Τα διαλύματα αυτά ονομάζονται ρυθμιστικά διαλύματα63 και έχουν μεγάλη σημασία αλλά και πολλές
εφαρμογές όπως:
¾ Στην βιολογία, φυσιολογία, ιατρική και φαρμακευτική:
Τα περισσότερα βιολογικά υγρά, τόσο των ζώων όσο και των φυτών, μέσα στα οποία γίνονται οι διάφορες
βιοχημικές αντιδράσεις είναι ρυθμιστικά διαλύματα και ρυθμίζουν το pH του διαλύματος μέσα σε
συγκεκριμένο εύρος τιμών. Το ανθρώπινο αίμα είναι ένα χαρακτηριστικό παράδειγμα ρυθμιστικού
διαλύματος και αποδεικνύει την μεγάλη σημασία που έχουν αυτά τα διαλύματα για τους ζωντανούς
οργανισμούς. Το ανθρώπινο αίμα είναι ελαφρά αλκαλικό και διατηρεί το pH μεταξύ 7,35 και 7,45. Κάθε
παρέκκλιση από το στενό αυτό εύρος τιμών μπορεί να προκαλέσει καταστροφή στις κυτταρικές μεμβράνες
(διάρρηξη των κυτταρικών μεμβρανών), μεταβολή στην δομή των πρωτεϊνών και στην δραστικότητα των
ενζύμων.
Στο Σχήμα 2-13 παρουσιάζεται η σημασία που έχει το pH ενός διαλύματος αλλά και η διατήρησή του μέσα
σε ένα ορισμένο εύρος τιμών στην δραστικότητα ενός ενζύμου.64
Όπως όλα τα συζυγή ζεύγη οξέων-βάσεων έτσι και τα μακρομόρια βιολογικού ενδιαφέροντος όπως οι
πρωτεΐνες και τα ένζυμα μπορούν να ενεργούν σαν οξέα ή βάσεις δίνοντας ή παίρνοντας Η3Ο+ αντίστοιχα.
Λόγω όμως του μεγέθους τους τα μακρομόρια αυτά έχουν αρκετές χαρακτηριστικές ομάδες που μπορούν
να ενεργούν ως οξέα ή βάσεις (π.χ. οι χαρακτηριστικές ομάδες μπορεί να είναι: -COOH, -OH, -NH2) και όχι
μόνο μία όπως τα μικρότερα μόρια με τα οποία έως τώρα έχουμε ασχοληθεί.
Επομένως, το pH του διαλύματος μέσα στο οποίο βρίσκεται ένα ένζυμο καθορίζει ποιες από αυτές τις
δραστικές ομάδες του θα βρεθούν σε πρωτονιωμένη μορφή και ποιες όχι επηρεάζοντας με αυτό τον τρόπο
τις ιδιότητες του μορίου και την δραστικότητά του65. Τα περισσότερα ένζυμα είναι δραστικά μέσα σε ένα
ορισμένο εύρος τιμών του pH. Για παράδειγμα ας πάρουμε ένα ένζυμο που έχει ως δραστική ομάδα ένα
καρβοξύλιο (-COOH). Oπως φαίνεται στο Σχήμα 2-13 αναλόγως με την τιμή του pH του διαλύματος το
ένζυμο έχει την δραστική ομάδα σε πρωτονιωμένη μορφή (σε όξινο διάλυμα, χαμηλές τιμές pH) ή σε μη
πρωτονιωμένη μορφή (σε αλκαλικό διάλυμα). Εάν το ένζυμο χρειάζεται να πρωτονιωθεί για να δείξει
ενζυμική δραστικότητα τότε χρειάζεται να βρεθεί σε pH όξινο διαφορετικά θα παραμείνει ανενεργό. Με τον
τρόπο αυτό το pH του διαλύματος και το ρυθμιστικό διάλυμα που το κρατά σχετικά σταθερό καθορίζουν
ποια ένζυμα είναι ενεργά και ποιες βιοχημικές αντιδράσεις θα γίνουν.
Τα ρυθμιστικά διαλύματα βρίσκουν επίσης ευρύτατη εφαρμογή στην φαρμακευτική. Για παράδειγμα οι
ενδοφλέβιες ενέσεις περιέχουν ρυθμιστικό διάλυμα. Πολλά φάρμακα επίσης βρίσκονται μέσα σε κατάλληλο
62 Για παράδειγμα προσθήκη 0,001 mol HCl (1 ml διαλύματος HCl 1M) σε 1 λίτρο διαλύματος που περιέχει 0,1 Μ
CH3COOH και 0,1 Μ CH3CΟΟ- μεταβάλλει (ελαττώνει) την τιμή του pH από 4,76 σε 4,75 δηλαδή κατά 0,01
μονάδες. Το ρυθμιστικό διάλυμα κρατά το pH του περίπου σταθερό παρά την προσθήκη του ΗCl σε αυτό. Προσθήκη
0,001 mol HCl σε 1 λίτρο διαλύματος απεσταγμένου νερού ελαττώνει το pH από 7 σε 3 δηλαδή κατά 4 μονάδες
63 Στην επόμενη σελίδα δίνονται με μορφή διαγράμματος ροής οι βασικές ιδιότητες των ρυθμιστικών διαλυμάτων και
ο τρόπος υπολογισμού του pH τους.
64 Τα ένζυμα ενεργούν ως καταλύτες σε σημαντικές βιοχημικές αντιδράσεις.
281
65 Ιδιαίτερα σημαντικό στα ένζυμα που ενεργούν σαν καταλύτες σε βιοχημικές αντιδράσεις με μεγάλη σημασία.