Atšķirība starp skābi un bāzi

• 2020

Tādas vielas, kas ziedo savu ūdeņraža jonu (H +) (protonu donors) un pieņem elektronu citam, sauc par skābi . Viņu pH ir mazāks par 7, 0 . Bet tādas vielas, kas pieņem protonu un ziedo elektronu, sauc par bāzi . Viņu pH ir lielāks par 7, 0 . Skābes ir skābas, bet bāzes ir rūgtas.

Skābes un bāzes ir viena no svarīgākajām ķīmijas sastāvdaļām, bet tai ir arī nozīmīga loma citā zinātnes jomā. Ir daudz definīciju, kas atšķir vielas kā skābi un bāzi, bet vispieņemamākās ir Arrhenius teorija, Bronsted-Lowry teorija un Lewis skābes / bāzes teorija. Kopā skābes un bāzes reaģē, veidojot sāļus.

Skābes un bāzes ir visur, sākot no ziepēm, ko lieto dušas laikā, līdz citronskābei vai etiķim, kas atrodas virtuvē. Lai gan dažreiz ir grūti tos atšķirt un tāpēc tos pārbaudīt, tika sniegtas dažas teorijas, kuras ir apskatītas zemāk kopā ar īsu aprakstu.

Salīdzināšanas tabula

Skābes definīcija

Vārds skābe, kas atvasināts no latīņu vārda “skābes” vai “acere”, kas nozīmē “skābs”. Skābe ir ķīmiskās vielas, kas pieņem elektronus un ziedo ūdeņraža jonus vai protonus. Lielākā daļa skābju, kas satur ar ūdeņradi saistītus atomus, disociējas, veidojot katjonu un anjonu ūdenī.

Skābumu mēra ar dažu ūdeņraža jonu klātbūtni, tāpēc, jo augstāka ir ūdeņraža jonu koncentrācija, jo augstāka ir skābums un zemāks šķīdumu pH. To mēra skalā no 1-7 (7 ir neitrāls) pH metra skalā .

Dažas skābes ir spēcīgas, bet citas - vājas. Spēcīgas skābes ir tās, kas ūdenī pilnībā disociējas, piemēram, sālsskābe, kas ūdenī izšķīstot pilnīgi sadalās jonos. Šādas skābes, kas daļēji disociējas ūdenī un līdz ar to šķīdumā satur ūdeni, skābi un jonus, sauc par vājām skābēm, piemēram, etiķskābi.

Galvenokārt skābes tiek definētas daudzos veidos, bet Arrhenius vai Bronsted-Lowry skābe ir pieņemama. Lai arī Lūisa skābi sauc par “Lūisa skābi”, jo šīs definīcijas neietver to pašu molekulu komplektu.

Arrhenius jēdziens - to var definēt kā vielu, pievienojot to ūdenim, palielina ūdeņraža jonu (H +) koncentrāciju, ko sauc par skābi.

Bronsted-Lowry koncepcija - šajā gadījumā skābe tiek uzskatīta par protonu donoru. Šī teorija nosaka vielas, neizšķīstot ūdenī, tāpēc to plaši izmanto un pieņem.

Lūisa skābe - ir daži savienojumi, kas nesatur ūdeņraža atomu, bet klasificējami kā skābes, piemēram, bora trifluorīds, alumīnija trihlorīds. Tātad tādu savienojumu, kas pieņem elektronu pāri, lai veidotu kovalento saiti, sauc par Lūisa skābi.

Skābju īpašības

• Kodīgs (“sadedzina” ādu).
• PH ir mazāks par 7.
• Pārvērš zilo lakmusa papīru sarkanā krāsā.
• Reaģē ar metāliem, veidojot ūdeņraža gāzi.
• Reaģē ar bāzēm, veidojot sāli un ūdeni.
• Reaģē ar karbonātiem, veidojot oglekļa dioksīdu, ūdeni un sāli.
• Skāba garša.
• Izšķīdina ūdeņraža jonus (H +), kad tie ir izšķīdināti ūdenī.

Svarīgums

Bioloģiski nukleīnskābes, piemēram, DNS (dezoksi-ribonukleīnskābes) un RNS (ribonukleīnskābes), satur ģenētisko informāciju, un citas ir iedzimtības materiāls, kas tiek pārnests no vienas paaudzes uz otru. Pat aminoskābēm ir liela nozīme, jo tās palīdz olbaltumvielu ražošanā. Nozīmīgu lomu spēlē arī taukskābes un to atvasinājumi - karbonskābju grupas.

Pat sālsskābes, kas ir daļa no kuņģa skābes, kas izdalās dzīvnieku kuņģī, palīdz olbaltumvielu un polisaharīdu hidrolizēšanā. Skābes ir noderīgas arī, darbojoties aizsardzības mehānismā, piemēram, skudrās, kas ražo skudrskābi, bet astoņkāji ražo melno skābi, ko sauc par melanīnu.

Citas skābes, piemēram, pienskābe, etiķis, sērskābe, citronskābe, kuras atrodamas dabā, ir pazīstamas ar atšķirīgu un svarīgu pielietojumu.

Bāzes definīcija

Bāzes ziedo elektronus un pieņem ūdeņraža jonus vai protonus. Bāzes var uzskatīt par ķīmiskām vielām, kas ir tieši pretējas skābēm, jo ​​ūdenī bāzes loma ir samazināt hidronija (H ₃ O +) jonu koncentrāciju, bet skābe palielina koncentrāciju. Lai gan ir redzams, ka dažas stiprās skābes kalpo arī par bāzēm. Bāzes mēra diapazonā no 7 līdz 14 pH metra skalā.

Tomēr ir daudz neskaidrību starp bāzēm un sārmiem. Daudzas bāzes nešķīst ūdenī, bet, ja bāze izšķīst ūdenī, to sauc par sārmu . Kad ūdens šķīdumā bāze reaģē ar skābi un šķīdums kļūst neitrāls, to sauc par neitralizācijas reakciju .

Piemēram, nātrija hidroksīds ir bāze, kā arī sārms, jo tas neitralizē skābes jebkurā skābes bāzes reakcijā; otrkārt, tas šķīst ūdenī. No otras puses, vara oksīds ir bāze, bet ne sārms, jo tas neitralizē skābi ūdens šķīdumā, bet nešķīst ūdenī.

Spēcīga bāze ir ķīmisks savienojums, kas deprotonē vai noņem protonu (H +) no ļoti vājas skābes molekulas skābes bāzes reakcijā. Spēcīgu bāzu piemēri ir sārmu metālu un sārmzemju metālu hidroksīdi, piemēram, attiecīgi nātrija hidroksīds un kalcija hidroksīds. Vāja bāze ir viela, kas pilnīgi jonizējas ūdens šķīdumā vai arī to protonēšana ir nepilnīga.

Arrhenius jēdziens - viela, kas ūdens hidroksīdā rada hidroksīda jonus (OH–), tiek saukta par bāzi. Piemēram, nātrija hidroksīds (NaOH) disociējas ūdenī un dod Na + un OH– jonus. Tādas vielas kā LiOH, Ba (OH) 2, NaOH var teikt par Arrhenius bāzi. Bet šī teorija attiecās tikai uz vielām, kuru formulā ir hidroksīds, un tā bija piemērojama tikai ūdens šķīdumos. Sakarā ar šo radās vēl viena koncepcija, ko sauca par Bronsted-Lowry teoriju.

Bronsted-Lowry koncepcija - saskaņā ar šo teoriju viela, kas var pieņemt ūdeņraža jonus (H +) vai protonus, ir zināma kā bāze.

Lūisa bāze - viena no visplašāk pieņemtajām koncepcijām pēc skābju un bāzu Bronsted-Lowry koncepcijas. Atomu, molekulu vai jonu ar vientuļiem elektronu pāriem var teikt par Lūisa bāzi, jo šīs bāzes ir nukleofīlas. Tas nozīmē, ka ar vientuļa pāra palīdzību viņi uzbrūk molekulas pozitīvajam lādiņam. NH3 ir Lūisa bāze. Citiem vārdiem sakot, mēs varam teikt, ka tāda viela kā OH-jons, kas var ziedot pāris nesaistītus elektronus, tiek saukta par Lūisa bāzi vai elektronu pāra donoru.

Pamatnes īpašības

• Kodīgs (“sadedzina” ādu).
• PH ir lielāks par 7.
• Pārvērš sarkano lakmusa papīru zilā krāsā.
• Ziepju sajūta vai slidens pieskarties.
• Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni.
• Daudzas šķīstošās bāzes satur hidroksiljonus (OH–).

Svarīgums

Bāzes (nātrija hidroksīds) izmanto papīra, ziepju un šķiedras, ko sauc par viskozes, ražošanā. Kā balināšanas pulveri izmanto kalcija hidroksīdu. Magnija hidroksīds, ko lieto kā “antacīdu” un ko lieto gremošanas traucējumu laikā un lai samazinātu saražotā kuņģa iedarbību. Tādas bāzes kā nātrija karbonāts tiek izmantots kā mazgāšanas soda un cietā ūdens mīkstināšanai. Nātrija ūdeņradi izmanto arī cepamo pulveru pagatavošanā, kā cepamo sodu, kā arī ugunsdzēšamo aparātu.

Amfoteriskās vielas ir tās, kurām piemīt skābes un bāzes īpašības; pat viņi spēj pieņemt un ziedot protonu, piemēram, ūdeni.

Galvenās atšķirības starp skābi un bāzi

Šie ir svarīgi punkti, kas atšķir skābes no bāzes skābēm:

1. Saskaņā ar Arrhenius koncepciju : Skābe ir viela, kas izšķīst ūdenī, palielina H + jonu koncentrāciju, turpretī bāze ir viela, izšķīdinot to ūdenī, palielina OH-jonu koncentrāciju.
2. No otras puses, Bronsted-Lowry koncepcija saka, ka skābes ir protonu donors, bet bāze ir protonu akceptors.
3. Lūisa teorija tos izskaidro kā tādas sugas, kuras pieņem elektronu pāri (elektrofilu) un kurām būs brīvas orbitāles, sauc par Lūisa skābi, savukārt tādas sugas, kas ziedo elektronu pāri (nukleofīlu) un kurām ir vientuļš elektronu pāris, ir pazīstams kā Lūisa bāze.
4. Skābes ķīmiskā formula sākas ar H, piemēram, HCl (sālsskābe), H3BO3 (borskābe), CH2O3 (ogļskābe). Lai gan
   CH3COOH (etiķskābe) ir izņēmums, savukārt tādi savienojumi, kuru ķīmiskā formula beidzas ar OH, piemēram, KOH (kālijs)
   NaOH (nātrija hidroksīds) ir pazīstams kā bāze. pH skala (ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā) ir mazāka par septiņām, turpretī bāzē tā ir lielāka par 7.
5. Skābes ir skābas, rada dedzinošu sajūtu, parasti lipīgas, reaģē ar metāliem, veidojot ūdeņraža gāzi. Lai arī bāzes ir pretējas, jo ir rūgtas, parasti bez smaržas (izņemot amonjaku), tās ir slidenas; bāzes reaģē ar taukiem un eļļām.
6. Fenolftaleīnā indikatorskābes paliek bezkrāsainas, un bāze piešķir rozā krāsu . Lai gan lakmusa papīrā testa skābes zilo lakmusa papīru pārvērš sarkanā un sarkano lakmusa papīru zilā krāsā.
7. Skābju stiprums ir atkarīgs no hidronija jonu koncentrācijas, savukārt stiprums ir atkarīgs no hidroksīda jonu koncentrācijas.
8. Skābes disociējas, iegūstot brīvos ūdeņraža jonus (H + ), sajaucot tos ar ūdeni, turpretī bāzes sajaucas, iegūstot brīvos hidroksīda jonus (OH– ), sajaucot tos ūdenī.
9. Daži skābju piemēri ir sālsskābe (HCl), sērskābe (H2SO4), slāpekļskābe (HNO3), ogļskābe (H2CO3). Bāzu piemēri ir amonija hidroksīds (NH4OH), kalcija hidroksīds (Ca (OH) 2), nātrija hidroksīds (NaOH).

Secinājums

Ir vērts īsi izprast dažus fizikālos un ķīmiskos pamatprincipus, kas ir tieši vai netieši saistīti ar dzīvi. Skābes un bāze ir daži no tiem. Iepriekš minētajā saturā mēs tos apspriedām kopā ar to īpašībām. Mēs apspriežam trīs svarīgas teorijas ar dažiem piemēriem. Mēs secinām, ka šī ir svarīga dzīves sastāvdaļa, un mēs tos bieži izmantojam ne tikai ķīmijas laboratorijās, bet arī ikdienas darbā.