Neatkarīgi no tā, vai jūs to zināt, jūs droši vien esat pazīstams ar daudzām skābēm un bāzēm. Vai esat kādreiz spiests laima sulu virs tako? Tad jūs esat lietojis skābu vielu. Vai jums kādreiz ir nācies notīrīt aizsērējušo kanalizāciju ar ķīmisku vielu? Visticamāk, ka ķīmiskā viela ir ļoti spēcīga bāze. Tā kodīgais raksturs palīdzēs atbrīvoties no visām lietām, kas aizsprosto kanalizāciju. Šie ir skābju un bāzes pamata piemēri.
Bet kas ir tas, kas ķīmiski padara laima sulu un notekas tīrītāju atšķirīgu? Kādas ir skābju un bāzu līdzības? Kādas ir skābes un bāzes atšķirības?
Skābju un bāzu ķīmiskā definīcija
Skābes un bāzes ir vairākas definīcijas. Šaurākā definīcija ir Arrhenius definīcija. Tas var būt arī intuitīvākais un vienkāršākais skābju un bāzu noteikšanas līmenis.
An Arrhenius skābe palielina H koncentrāciju+ vai H3O+ (hidronija jonu), jo protoni paši par sevi šķīdumā nepeld. Arrhenius bāze palielina OH koncentrāciju- joni.
Arrhenius skābes piemērs tādējādi ir HCl. HCl disociējoties šķīdumā, palielinās hidronija jonu koncentrācija. Arrhenius bāzes piemērs ir NaOH. Kad NaOH disociējas ūdenī, tā palielina hidroksīda jonu koncentrāciju.
Padomi
Skābes izdala protonu jeb H+, ūdenī. Bāzes izdala hidroksīda jonu, OH-, ūdenī.
Arrhenius definīciju izmantošanas problēma ir tā, ka tas aprobežojas ar diskusiju tikai par ūdens šķīdumiem.
Lai varētu definēt vairāk reakciju, Brønsted-Lowry definīcija koncentrējas uz protonu pārnesi. Brønsted-Lowry skābe ir jebkura suga, kas ziedo protonu citai molekulai. Brønsted-Lowry bāze ir jebkura suga, kas akceptē protonu no citas molekulas.
Ir svarīgi atzīmēt, ka Brønsted-Lowry definīcijas paplašina skābju un bāzu definīciju, tādējādi Arrhenius skābes un bāzes ir arī Brønsted-Lowry skābes un bāzes.
Visbeidzot Luiss definīcija ir visaptverošākā skābju un bāzu definīcija. Tāpat kā Arrhenius skābe ir Brønsted-Lowry skābe, Brønsted-Lowry skābe ir Lewis skābe.
Lūisa definīcijā skābes ir elektronu pāru akceptori. Tā rezultātā skābe spēj veidot kovalentu saiti ar visu, kas piegādā elektronus. Bāzes ir elektronu pāra donori.
Padomi
Lūisa skābes ir elektronu pāru akceptori un Lūisa bāzes ir elektronu pāra donori.
Izmantojot pH skalu
Kā jūs faktiski varat izmērīt, vai kaut kas ir skābe vai bāze? Varat izmantot pH skalu, kas norāda ūdeņraža jonu koncentrāciju. Viena no vērtīgākajām skābju un bāzu atšķirībām identifikācijas nolūkos ir ūdeņraža jonu koncentrācija.
Tā kā H koncentrācija+ un OH- jonu šķīdumos bieži ir ļoti mazs skaits, 20. gadsimta zinātnieks ierosināja, ka labāks veids, kā to izdarīt Raugoties uz ūdeņraža jonu koncentrāciju, skābumu varētu definēt kā ūdeņraža jonu negatīvo logaritmu koncentrēšanās. To sauc par pH mērīšanu.
Vai arī:
POH ir OH-jonu koncentrācijas negatīvais log.
PH palielinās, samazinoties ūdeņraža jonu koncentrācijai.
PH virs 7 norāda, ka šķīdums ir bāzisks. PH 7 norāda, ka šķīdums ir neitrāls. PH zem 7 norāda, ka šķīdums ir skābs.
Ja jums jāzina precīzs šķīduma pH, varat izmantot pH mērītāju. Ja jums jāzina tikai tas, vai tas ir skābs vai bāzisks, jūs, iespējams, izmantojat iepriekš sniegtās definīcijas, lai izglītoti minētu, vai šķīdums ir skābs vai bāzisks.