Savak és bázisok (Magyar)

A savak és bázisok meghatározása és a víz szerepe

A savak és bázisok tulajdonságai Boyle szerint

1661-ben Robert Boyle összefoglalta a savak tulajdonságait.

1. A savak savanykás ízűek.

2. A savak maró hatásúak.

3. A savak bizonyos növényi színezékek, például az aszaltmusz színét kékről vörösre változtatják.

4. A savak elvesztik savasságukat, ha salikákkal kombinálják őket.

A “sav” név a latin acidus-ból származik, ami “savanyú” -t jelent, és sok sav éles illatára és savanyú ízére utal.

Példák: Az ecet savanyú íze, mert híg ecetsavoldat vízben. A citromlé savanyú íze van, mert citromsavat tartalmaz. A tej savanyúvá válik, amikor romlik, mert tejsav képződik, és a korhadt hús vagy vaj kellemetlen, savanyú szaga olyan vegyületeknek tulajdonítható, mint a vajsav, amelyek akkor keletkeznek, amikor a zsír elromlik.

1661-ben Boyle összefoglalja a lúgok tulajdonságait. követi.

• Az alkáliák csúszósnak érzik magukat.
• Az alkáliák megváltoztatják a lakmus színét vörösről kékre.
• Az alkáliák kevésbé lúgosakká válnak, ha kombinálják őket savak.

Lényegében Boyle a lúgokat olyan anyagként határozta meg, amely savakat fogyaszt vagy semlegesít. A savak elveszítik jellegzetes savanyú ízüket, és képesek oldani a fémeket, ha lúgokkal keverik őket. Az algiumok még meg is fordítják a színváltozást, amely akkor következik be, amikor a lakmuszok savval érintkeznek. Végül a lúgok bázisokká váltak ismertté, mert bizonyos sókat alkotó “bázisként” szolgálnak.

A savak és bázisok Arrhenius-meghatározása

1884-ben Svante Arrhenius azt javasolta, hogy az olyan sók, mint a NaCldissociáljon, amikor vízben oldódnak, és így részecskéknek hívják az úgynevezett ionokat.

>

Három évvel később Arrhenius kiterjesztette ezt az elméletet azzal a javaslattal, hogy a savak semleges vegyületek, amelyek ionizálódnak, ha vízben oldódnak, így H + -ionokat és egy megfelelő negatív iont kapnak. Elmélete szerint a hidrogén-klorid savanyú, mert ionizál, amikor vízben oldva hidrogén (H +) és klorid (Cl-) ionokat kap, amelyeket az alábbi ábra mutat be.

Arrhenius azzal érvelt, hogy a bázisok semleges vegyületek, amelyek vagy disszociálnak, vagy ionizálnak a vízben, így OH- és apozitív ionokat kapnak. A NaOH Arrhenius bázis, mert a vízben disszociálva a hidroxid (OH-) és a nátrium (Na +) ionokat kapja.

Az Arrhenius-sav tehát minden olyan anyag, amely tationizálódik, amikor vízben feloldódik, és így H +, orhidrogén iont kap.

Az Arrhenius bázis minden olyan anyag, amely OH- vagy hidroxidiont ad, ha vízben oldódik.

Az Arrhenius-savak olyan vegyületeket tartalmaznak, mint a HCl, HCN és H2SO4, amelyek vízben ionizálódva H + iont kapnak. Az arheniusbázisok közé tartoznak az OH-iont tartalmazó ionos vegyületek, például a NaOH, a KOH és a Ca (OH) 2.

Ez az elmélet megmagyarázza, hogy a savak miért rendelkeznek hasonló tulajdonságokkal: A savak jellemző tulajdonságai a H + jelenlétéből származnak. akkor keletkezik, amikor egy sav feloldódik a vízben. Ez azt is megmagyarázza, hogy a savak miért semlegesítik a bázisokat és fordítva. Savak adják a H + iont; bázisok biztosítják az OH-iont; és ezek az ionok együtt vizet alkotnak.

H + (aq) + OH- (aq) H2O (l)

Az Arrhenius-elméletnek számos hátránya van .

• Csak a vízben lejátszódó reakciókra alkalmazható, mert a savakat és bázisokat meghatározza annak szempontjából, hogy mi történik, ha a vegyületek feloldódnak a vízben.
• Nem “t” magyarázza el, hogy egyes vegyületek, amelyekben a hidrogén oxidációs száma +1 (például a HCl), oldódnak a vízben savas oldatokat kapva, míg mások (például a CH4) nem.
• Csak az OH-iont tartalmazó vegyületek osztályozhatók Arrhenius bázisokként. Az Arrhenius-elmélet nem tudja megmagyarázni, hogy más vegyületek (például Na2CO3) miért rendelkeznek a bázisok jellemző tulajdonságokkal.

A H + és az OH-ionok szerepe a vizes oldatok kémiájában

A becuáz oxigén (EN = 3,44) sokkal inkább elektronegatív, mint a hidrogén (EN = 2,20), a vízben lévő HO-kötésekben lévő elektronok nem “a hidrogén- és oxigénatomok egyenlően osztoznak. Ezek az elektronok a molekula középpontjában lévő oxigénatom felé húzódnak, és mindkét végén távol vannak a hidrogénatomoktól. Ennek eredményeként a vízmolekula poláris. Az oxigénatom részleges negatív töltést (-) hordoz, a hidrogénatomok pedig részleges pozitív töltést (+).

Amikor elhatárolódnak ionokat képeznek, a vízmolekulák tehát pozitív töltésű H + iont és negatív töltésű OH-iont képeznek.

Ellentétes reakció is előfordulhat, a H + -ionok kombinálódhatnak OH-ionokkal semleges vízmolekulákká.

Azt a tényt, hogy a vízmolekulák disszociálnak H + és OH- ionokat alkotva, amelyek ezután rekombinálódva vízmolekulákat képeznek, a következő egyenlet jelzi.

Milyen mértékben oszlik el a víz az Ion űrlaphoz?

25 ° C-on a víz sűrűsége 0,9971 g / cm3 vagy 0,9971 g / ml. A víz koncentrációja ezért 55,35 mol.

A semleges H2O molekulák disszociációja által ezen a hőmérsékleten kialakult H + és OH- csak 1,0 x 10-7 mol / l. A H + (vagy OH-) ion koncentrációjának és a semleges H2O molekulák koncentrációjának aránya ezért 1,8 x 10-9.

Más szóval, a vízmolekulák közül csak körülbelül 2 milliomodrész (ppb) disszociál szobahőmérsékleten ionokká. Az alábbi ábra 20 vízmolekula modelljét mutatja be, amelyek közül az egyik disszociálva pár H + és OH-iont alkot. Ha ez az illusztráció a víz szerkezetének nagyon nagy felbontású fényképe lenne, akkor H + és OH-ion párokkal átlagosan csak egyszer találkoznánk minden 25 millió ilyen fénykép esetében.

A savak operatív meghatározása és Bázisok

Az a tény, hogy a víz reverzibilis reakcióban disszociál H + és OH-ionokká, egy savak és bázisok olyan műveletmeghatározásának alapja, amely erősebb, mint az Arrhenius által javasolt definíciók. Működési szempontból a sav bármely olyan anyagot megsavanyít, amely növeli a H + ion koncentrációját, amikor vízben oldódik. Bázis minden olyan szubsztancium, amely növeli az OH-ion koncentrációját, amikor vízben oldódik.

Ezek a definíciók a savak és bázisok elméletét a savak és bázisok egyszerű laboratóriumi vizsgálatához kötik. Annak eldöntésére, hogy a vegyület sav vagy bázis, feloldjuk-e vízben és teszteljük az oldatot, hogy lássuk, nőtt-e a H + vagy az OH-ion koncentrációja.

Tipikus savak és bázisok

A savak és bázisok tulajdonságai a fémek és a nemfémek, amint az a vegyületek ezen osztályainak kémiai anyagából látható: hidrogén, oxidok és hidroxidok.

A nemfémhez kötött hidrogént tartalmazó vegyületeket nemfém-hidrideknek nevezzük. Mivel + 1oxidációs állapotban hidrogént tartalmaznak, ezek a vegyületek a vízben található H + ion forrásaként működhetnek.

A fémhidridek viszont fémhez kötött hidrogént tartalmaznak. Mivel ezek a vegyületek a-1 oxidációs állapotban hidrogént tartalmaznak, a vízben disszociálva H- (vagy hidrid) iont kapnak.

A H-ion vegyérték elektron-párjával kivonhatja a H + -iont egy vízmolekulából.

Mivel a H + -ionok eltávolítása a vízmolekulákból egyfelől növeli az OH-ion koncentrációját a feloldásban, a fém-hidridek bázisok.

Hasonló minta található a fémek és nemfémek által képzett oxidok kémiájában. A nemfém oxidok feloldják a vizet és savakat képeznek. A CO2 vízben oldódik szénhidrogénsavvá, az SO3 kénsavat ad, és a P4O10 vízzel reagálva foszforsavat kap.

Fém-oxidok másrészt alapok. A fémoxidok formálisan tartalmazzák az O2-iont, amely a vízzel reagálva pár OH-iont eredményez.

A fém-oxidok ezért megfelelnek a abase.

Ugyanezt a mintát látjuk a OH-t tartalmazó vegyületek kémiájában, vagy hidroxid, csoport. A fém-hidroxidok, például LiOH, NaOH, KOH és Ca (OH) 2, bázisok.

Nemfém hidroxidok, mint a hipoklorinsav (HOCl), savak.

Az alábbi táblázat összefoglalja a vegyületek ezen három kategóriájában megfigyelt tendenciákat. A fém-hidridek, a fém-oxidok és a fém-hidroxidok bázisok. A nemfém-hidridek, a nemfém-oxidok és a nemfém-hidroxidok savak.

Tipikus savak és bázisok

A fenti táblázatban szereplő nemfém hidroxidokban található savas hidrogénatomok nem kötődnek a nitrogénhez, kén-, orfoszforatomok. Ezen vegyületek mindegyikében a savas hidrogénatom kapcsolódik egy oxigénatomhoz. Ezért ezek a vegyületek oxisavak mintái.

Az alábbi ábra nyolc oxisav csontvázszerkezetét adja meg. Általános szabályként , oxigéntartalmú savaknak olyan vázszerkezete van, amelyben a savas hidrogének oxigénatomokhoz kapcsolódnak.

• A savak úgy reagálnak a vízzel, hogy egy H + -iont adnak egy semleges vízmolekulának, így a H3O + -ion keletkezik.

• A bázisok úgy reagálnak a vízzel, hogy egy vízmolekulából H + iont vesznek fel az OH-ion kialakításához.

• A vízmolekulák közbenső szerepet játszhatnak a sav-bázis reakciókban azáltal, hogy a savból H + ionokat nyernek

és majd elveszíti ezeket a H + -ionokat az alap számára.

A Brnsted modell kiterjeszthető más oldószerek sav-bázis reakcióira is. Például a folyékony ammóniában kicsi a tendencia, hogy egy H + -ion az egyik NH3-molekulából a másikba kerül, az NH4 + és az NH2-ionok képződéséhez.

A vizes oldatok kémiájához hasonlóan , arra a következtetésre jutunk, hogy a folyékony ammóniában lévő savak tartalmazzák az NH4 + ion bármely forrását, és hogy a bázisok tartalmazzák az NH2-ion bármely forrását.

A Brnsted modell kiterjeszthető azokra a reakciókra is, amelyek nem fordulnak elő oldatban. A gáz-fázisú sav-bázis reakció klasszikus példájával akkor találkozhatunk, ha koncentrált sósav és vizes ammónia nyitott tartályait egymás mellett tartják. . Fehér ammónium-klorid felhő hamarosan képződik, amikor az egyik oldatból távozó HCl-gáz reagál a másik NH3-gázával.

Ez a reakció magában foglalja egy H + -ion HC1-ből NH3-ba történő átjutása, ezért Brnsted sav-bázisreakció, annak ellenére, hogy a gázfázisban történik.