skābes un bāzes

2022

Kas ir skābes un bāzes?
Skābju un bāzu raksturojums
Skābes un bāzes ikdienas dzīvē
Skābes un bāzes indikatori
Neitralizācijas reakcija
Skābju un bāzu piemēri

Mēs izskaidrojam, kas ir skābes un bāzes, to īpašības, rādītāji un piemēri. Kā arī, kāda ir neitralizācijas reakcija.

Vielas, kuru pH ir mazāks par 7, ir skābas, un vielas, kuru pH ir lielāks par 7, ir bāzes.

Kas ir skābes un bāzes?

Skābe tā ir ķīmiskā viela spēj piekāpties protoni (H +) uz citu ķīmisko vielu. Bāze ir ķīmiskā viela, kas spēj uztvert protonus (H +) no citas ķīmiskas vielas.

Tomēr ir divas pamata teorijas, lai izskaidrotu, kas ir skābes un bāzes: Arrhenius teorija un Brönsted-Lowry teorija.

Saskaņā ar Arrēnija teoriju:

Skābe ir viela, kas ūdens šķīdumā izdala protonus (H +). Tas ir, tā ir neitrāla viela, kas, izšķīdinot ūdenī, sadalās savos jonos saskaņā ar sekojošo reakcija pārstāvis:

Piemēram: sālsskābe (HCl)

Bāze ir viela, kas ūdens šķīdumā izdala OH-jonus. Piemēram: nātrija hidroksīds (NaOH)

Šai teorijai ir savi ierobežojumi, jo saskaņā ar to šie savienojumi ir definēti tikai ūdens šķīdumā, nevis citās vidēs. Turklāt tas neizskaidro tādus savienojumus kā amonjaks (NH3), kas ir bāze, bet, tā kā tā sastāvā nav OH–, tas neatbilst Arrhenius bāzes definīcijai.

Tam visam bija nepieciešama jauna teorija, lai labāk izskaidrotu skābes un bāzes jēdzienus. Tāpēc vēlāk Brönsteds un Lovrijs izstrādāja jaunu teoriju, kas ietver Arrhenius principus, bet tiek domāta ne tikai ūdens šķīdumā, un tāpēc tā ir daudz visaptverošāka.

Saskaņā ar Brönsted-Lowry teoriju:

Saskaņā ar šo teoriju skābe ir ķīmiska viela, kas spēj atdot protonus (H +) citai ķīmiskai vielai, un bāze ir tā ķīmiskā viela, kas spēj uztvert protonus (H +) no citas ķīmiskas vielas.

Saskaņā ar šo teoriju skābes-bāzes reakcija ir līdzsvars, ko var izteikt šādi:

Kur HA uzvedas kā skābe, jo tā atdod protonu H +, lai paliktu kā A–. No otras puses, B darbojas kā bāze, jo tā uztver protonu H +, lai kļūtu par HB +.

Dažas vielas vienlaikus var darboties kā skābes un bāzes, un tiek uzskatīts, ka tās ir amfotēriskas. Tas ir atkarīgs no vides, kurā viņi atrodas vai ar ko viņi reaģē. Šāda veida vielu piemērs ir ūdens:

Pirmajā vienādojumā ūdens uztver protonu H +, kas uzvedas kā bāze un kļūst par H3O +. Atrodoties vienādojumā, ūdens izdala protonu H +, uzvedoties kā skābe un kļūstot par OH–.

Acīmredzot abās teorijās skābēm un bāzēm ir dažādas ūdeņraža jonu (H +) proporcijas. Tas nosaka tā skābumu (skābju gadījumā) vai sārmainību vai bāziskumu (bāzēm).

The pH ir lielums, ko izmanto, lai izmērītu šķīduma skābumu vai sārmainību, tas ir, tas norāda tajā esošo ūdeņraža jonu koncentrāciju.

Skābes. Vielas ar pH no 0 līdz 6.
Neitrāla Viela ar pH 7 (ūdens).
Bāzes/sārmi. Vielas ar pH no 8 līdz 14.

Jo zemāks ir vielas pH līmenis, jo augstāka ir tās skābuma pakāpe. Piemēram, tīra HCl pH ir tuvu 0. No otras puses, jo augstāks ir vielas pH, jo lielāka ir tās sārmainības pakāpe. Piemēram, kaustiskās sodas pH ir vienāds ar 14.

Skābju un bāzu raksturojums

Gan skābes, gan bāzes var pastāvēt kā šķidrumi, ciets vai gāzes. No otras puses, tie var pastāvēt kā tīras vielas vai atšķaidīts, saglabājot daudzas tā īpašības.

PH atšķirība ir katra pamanāmākā iezīme. Ja savienojuma pH vērtība sasniedz vienu no galējībām, tas nozīmē, ka šis savienojums ir ļoti bīstams lielākajai daļai vielu, gan organisks, Kas neorganisks.

Skābēm un bāzēm ir dažādas fizikālās īpašības:

Skābes

Tiem ir skāba garša (piemēram: skābe, kas atrodas dažādos citrusaugļos).
Tie ir ļoti kodīgi un var izraisīt ķīmiskus ādas apdegumus vai elpceļu bojājumus, ja to gāzes tiek ieelpotas.
Viņi ir labi diriģenti elektrība ūdens šķīdumos.
Viņi reaģē ar metāli ražo sāļus un ūdeņradi.
Tie reaģē ar metālu oksīdiem, veidojot sāli un Ūdens.

Bāzes

Viņiem ir raksturīga rūgta garša.
Tie ir labi elektrības vadītāji risinājumus ūdeņains.
Tie kairina ādu: izšķīdina ādas taukus un kaustiskās iedarbības dēļ var iznīcināt organiskās vielas. Viņa elpošana tas ir arī bīstami.
Viņiem ir ziepīgs pieskāriens.
Tie šķīst ūdenī.

Skābes un bāzes ikdienas dzīvē

Akumulatora skābe, reaģējot ar metāliem, veido sāli.

Skābju un bāzu klātbūtne mūsu ikdienas dzīvē ir bagātīga. Piemēram, mūsu elektronisko ierīču akumulatoru iekšpusē parasti ir sērskābe. Šī iemesla dēļ, kad tie ir bojāti un to saturs tiek ieliets aparātā, tie reaģē ar elektrodu metālu un veido bālganu sāli.

Ir arī maigas skābes, ar kurām ikdienā rīkojamies, piemēram etiķskābe (etiķis), acetilsalicilskābe (aspirīns), askorbīnskābe (C vitamīns), ogļskābe (atrodas gāzētajos sodas), citronskābe (atrodas citrusaugļos) vai sālsskābe (kuņģa sula, ko mūsu kuņģis izdala, lai izšķīdinātu pārtiku).

Kas attiecas uz pamatnēm, tad nātrija bikarbonātu izmanto cepšanai, kā dezodorantu un dažādos līdzekļos pret dedzināšanu. Citas biežāk izmantotās bāzes ir nātrija karbonāts (mazgāšanas līdzeklis), nātrija hipohlorīts (attīrošais balinātājs), magnija hidroksīds (caurejas līdzeklis) un kalcija hidroksīds (celtniecības kaļķis).

Skābes un bāzes indikatori

Veids, kā atšķirt skābu savienojumu no bāziskā, ir mērīt tā pH vērtību. Mūsdienās ir daudzas metodes, kā izmērīt vielas pH.

Izmantojot skābju-bāzes indikatorus. Indikatori ir savienojumi, kas mainās no krāsa mainot pH līmeni šķīdumam, kurā tie atrodas. Piemēram, fenolftaleīns ir šķidrums, kas kļūst rozā krāsā, ja to pievieno bāzei, un kļūst bezkrāsains, ja pievieno skābei. Vēl viens piemērs ir lakmusa papīrs, kas ir iegremdēts šķīdumā un, ja tas kļūst sarkans vai oranžs, tas būs skāba viela, un, ja tas kļūst tumšs, tas būs bāzisks šķīdums.
Izmantojot potenciometru vai pH metru. Ir elektroniskas iekārtas, kas tieši dod mums šķīduma pH vērtību.

Neitralizācijas reakcija

Neitralizācijas reakcija jeb (skābes-bāzes reakcija) ir a ķīmiskā reakcija Kas notiek, ja šos divu veidu savienojumus sajauc, pretī iegūstot sāli un noteiktu daudzumu ūdens. Šīs reakcijas parasti ir eksotermisks (tie rada karstums), un tā nosaukums cēlies no tā, ka skābes un bāzes īpašības viena otru atceļ.

Lai klasificētu neitralizācijas reakcijas, ir svarīgi zināt skābju un bāzu veidus.

Spēcīga skābe. Tā ir skābe, kas ūdens šķīdumā pilnībā jonizējas, tas ir, pilnībā pārvēršas par to joni kas veido tā molekulu. Piemēram: HCl (ūdens), HBr (ūdens), H2SO4 (ūdens).
Spēcīga bāze. Tā ir bāze, kas ūdens šķīdumā pilnībā jonizējas, tas ir, pilnībā pārvēršas jonos, kas veido tā molekulu. Piemēram: NaOH (aq), LiOH (aq), KOH (aq).
Vāja skābe. Tā ir skābe, kas, atrodoties ūdens šķīdumā, ir daļēji jonizēta, tas ir, tā nav pilnībā pārveidota par joniem, kas veido tās molekulu. Tāpēc jonu koncentrācija šāda veida skābes šķīdumā ir zemāka nekā stiprā. Piemēram: citronskābe, ogļskābe (H2CO3)
Vāja bāze. Tā ir bāze, kas ūdens šķīdumā daļēji jonizējas. Tas ir, tas NAV pilnībā pārveidots jonos, kas veido tā molekulu. Tāpēc jonu koncentrācija šāda veida bāzes šķīdumā ir zemāka nekā stiprā. Piemēram: amonjaks (NH3), amonija hidroksīds (NH4OH)

Neitralizācijas reakcijas var notikt četros veidos atkarībā no to reaģentu īpašībām:

Spēcīga skābe un spēcīga bāze. Visvairāk izmantotais reaģents paliks šķīdumā attiecībā pret otru. Iegūtā šķīduma pH būs atkarīgs no tā, kurš reaģents ir lielāks proporcija.
Vāja skābe un spēcīga bāze. Tiks iegūts bāziskā pH šķīdums, bāze paliks šķīdumā.
Spēcīga skābe un vāja bāze. Skābe tiek neitralizēta, un skābes proporcija paliek šķīdumā atkarībā no skābes koncentrācijas pakāpes. Iegūtā šķīduma pH ir skābs.
Vāja skābe un vāja bāze. Rezultāts būs skābs vai bāzisks atkarībā no jūsu reaģentu koncentrācijas.

Skābju un bāzu piemēri

Skābes

- Sālsskābe (HCl)
- Sērskābe (H2SO4)
- Slāpekļskābe (HNO3)
- Perhlorskābe (HClO4)
- Skudrskābe (CH2O2)
- Bromskābe (HBrO3)
- Borskābe (H3BO3)
- Etiķskābe (C2H4O2)

Bāzes