Jūs, be abejo, girdėjote rūgštys ir tikriausiai gali paminėti keletą tik perskaičius maisto produktų etiketes: Citrinos rūgštis. Acto rūgštis. Tuo pačiu metu jūs žinote, kad bent jau kai kurios rūgštys gali būti kenksmingos, jei jomis elgiatės tiek daug, kad skirtingos rūgštys akivaizdžiai turi skirtingas savybes, įskaitant skirtingą stiprumą.
Pagrindai yra ir visame pasaulyje, nors atrodo, kad dėl kažkokių priežasčių jie sulaukia mažiau viešumo. Kaip ir rūgštys, taip ir bazės gali pakenkti biologinėms ir kitoms medžiagoms. Jūs susidūrėte su stipria baze buitinių skalbinių baliklių pavidalu (NaClO arba natrio hipochloritas).
Rūgštys ir pagrindai beveik visais atžvilgiais papildo vienas kitą, ir vienas iš jų netgi gali būti naudojamas „neutralizuoti“, pavyzdžiui, geriant antacidas tabletės kovai su skrandžio rūgštimi. Dalis to yra nomenklatūroje; kai rūgštys iš tikrųjų elgiasi kaip rūgštys, jos tampa bazėmis ir panašios į bazių elgesį. Supratimas konjuguotos rūgštys ir bazės yra būtina norint įvaldyti chemines reakcijas.
Rūgščių ir šarmų chemijos istorija
Dar 1600-ųjų viduryje Robertas Boyle'as, kuri tais laikais dalyvavo beveik kiekviename chemijos eksperimente, tai suprato tam tikri tirpalai turėjo savybių, tokių kaip galimybė sugadinti panardintas medžiagas arba pakeisti jas spalvos, ir kad šių padarinių būtų galima išvengti arba jų paneigti pridedant šarmų junginių, kurie šiandien yra žinomi kaip pagrindiniai.
1923 m. Johanesas Brønstedas ir Thomas Lowry formaliai apibrėžtos rūgštys ir bazės vandenilio jonų (H+).
Brønsted-Lowry rūgštys
Rūgšties konjuguota bazė yra junginys, likęs po to, kai rūgštis dovanoja vandenilio joną, ir bazės konjuguota rūgštis yra junginys, likęs po vandenilio jono priėmimo bazė.
A Brønsted-Lowry rūgštis todėl yra tiesiog molekulė, galinti dovanoti vandenilio joną (kuris yra teigiamai įkrautas atomas) kitai molekulei; tos rūgšties liekana vadinama jos konjuguoto pagrindo. Pavyzdžiui, kada vandenilio chlorido rūgštis dovanoja protoną chlorido jonas palikta konjuguota bazė:
HCl → H++ Cl−
Kartais rūgštis bus teigiamai įkrauta prieš dovanojant vandenilio joną, o ne neutrali, kaip HCl atveju. Tai galima pastebėti naudojant amonio jonas dovanojant protoną, kad jis taptų konjuguota baze amoniakas:
NH4+ → H++ NH3
H2PO4−: rūgštis ar bazė?
Iki šiol matėte junginių su formulėmis pavyzdžių, kurie akivaizdžiai parodo, ar molekulė veikia kaip rūgštis, ar kaip bazė (arba, šiuo klausimu, kaip nė viena). Jei matote joną, kuriame nėra vandenilio atomų, pavyzdžiui, Cl−, jūs žinote, kad tai negali būti rūgštis, nes neturi protonų, bet kad tai gali būti bazė, nes tai yra anijonas, kurio krūvis yra –1 ir „trokšta“ įsisavinti protoną.
Bet ką daryti su junginiais, turinčiais daug vandenilio atomų, kuriuos galima pakeisti? Tinkamoje aplinkoje gali būti junginys, kuris veikia kaip bazė esant pakankamai stipriai rūgščiai taip pat veikia kaip rūgštis esant pakankamai stipriai bazei. (Pagalvokite apie bazes kaip apie „vandenilio jonų traukiklius“. Toks junginys vadinamas amfoterinis arba amfrotinis.
Klasikinis pavyzdys yra dihidrofosfatas jonas H2PO4−. Esant stipriai rūgščiai HBr, ši molekulė lengvai priima vandenilio joną iš rūgšties fosforo rūgštis (H3PO4). Tačiau esant baziniam hidroksidui (OH−) jonai, dihidrofosfatas vietoj to paaukoja protoną monohidrogenfosfatas (HPO42−).
-
Konjuguota H bazė2PO4−
todėl yra HPO42−ir konjuguota rūgštis
H2PO4− yra H3PO4.