Niezależnie od tego, czy o tym wiesz, czy nie, prawdopodobnie znasz wiele kwasów i zasad. Czy kiedykolwiek wyciskałeś sok z limonki nad taco? Wtedy użyłeś kwaśnej substancji. Czy kiedykolwiek musiałeś czyścić zatkany odpływ środkiem chemicznym? Jest prawdopodobne, że substancja chemiczna jest bardzo silną bazą. Żrący charakter tego pomoże pozbyć się wszystkich rzeczy, które zatykają odpływ. To są podstawowe przykłady kwasów i zasad.
Ale co, chemicznie, sprawia, że sok z limonki i czyścik są inne? Jakie są podobieństwa między kwasami a zasadami? Jakie są różnice w kwasie i zasadzie?
Chemiczna definicja kwasów i zasad
Istnieje wiele definicji kwasów i zasad. Najwęższa definicja to definicja Arrheniusa. Może to być również najbardziej intuicyjny i najłatwiejszy poziom definiowania kwasów i zasad.
Na Kwas Arrheniusa zwiększa stężenie H+ lub H3O+ (jon hydroniowy), ponieważ protony tak naprawdę nie unoszą się same w roztworze. Baza Arrheniusa zwiększa stężenie OH- jony.
Przykładem kwasu Arrheniusa jest zatem HCl. Gdy HCl dysocjuje w roztworze, wzrasta stężenie jonów hydroniowych. Przykładem zasady Arrheniusa jest NaOH. Gdy NaOH dysocjuje w wodzie, zwiększa stężenie jonów wodorotlenowych.
Wskazówki
Kwasy uwalniają proton, czyli H+, w wodzie. Zasady uwalniają jon wodorotlenowy, OH-, w wodzie.
Problem z używaniem definicji Arrheniusa polega na tym, że ogranicza się do omawiania tylko roztworów wodnych.
Aby móc zdefiniować więcej reakcji, Brønsted-Lowry definicja skupia się na transferze protonów. Kwas Brønsteda-Lowry'ego to dowolny gatunek, który przekazuje proton innej cząsteczce. Zasada Brønsteda-Lowry'ego to dowolny gatunek, który przyjmuje proton z innej cząsteczki.
Należy zauważyć, że definicje Brønsteda-Lowry'ego rozszerzają definicję kwasów i zasad, a zatem kwasy i zasady Arrheniusa są również kwasami i zasadami Brønsteda-Lowry'ego.
Wreszcie Chwytak definicja jest najbardziej wszechogarniającą definicją kwasów i zasad. Tak jak kwas Arrheniusa jest kwasem Brønsteda-Lowry'ego, tak kwas Brønsteda-Lowry'ego jest kwasem Lewisa.
W definicji Lewisa kwasy są akceptorami par elektronów. W wyniku tego kwas może tworzyć wiązanie kowalencyjne z tym, co dostarcza elektrony. Bazy są dawcami par elektronów.
Wskazówki
Kwasy Lewisa są akceptorami par elektronów, a zasady Lewisa są dawcami par elektronów.
Korzystanie ze skali pH
Jak właściwie zmierzyć, czy coś jest kwasem czy zasadą? Możesz użyć skali pH, która informuje o stężeniu jonów wodorowych. Jedną z najcenniejszych różnic kwasów i zasad do celów identyfikacji jest stężenie jonów wodorowych.
Jako stężenie H+ i OH- jony w roztworach to często bardzo mała liczba, naukowiec z XX wieku zaproponował lepszy sposób na spojrzeć na stężenie jonów wodorowych byłoby zdefiniowanie kwasowości jako ujemnego logarytmu jonów wodorowych stężenie. Nazywa się to pomiarem pH.
Lub:
pOH jest ujemnym logarytmem stężenia jonów OH-.
pH wzrasta wraz ze spadkiem stężenia jonów wodorowych.
pH powyżej 7 wskazuje, że roztwór jest zasadowy. pH 7 wskazuje, że roztwór jest obojętny. pH poniżej 7 wskazuje, że roztwór jest kwaśny.
Jeśli chcesz poznać dokładne pH roztworu, możesz użyć miernika pH. Jeśli chcesz tylko wiedzieć, czy roztwór jest kwaśny czy zasadowy, prawdopodobnie możesz użyć podanych powyżej definicji, aby zgadnąć, czy roztwór jest kwaśny, czy zasadowy.