Happe-aluse lahused: määratlus, happe-aluse teooria, omadused ja tüübid

Happe-aluse lahused: määratlus, happe-aluse teooria, omadused ja tüübid – Happelised ja leeliselised lahused on kaks keemiliste ühendite rühma, mida igapäevaelus laialdaselt leidub ja kasutatakse. Seetõttu on see keemia õppimisel oluline teema, eriti neile, kes sellest aru ei saa. Tutvuge edasise aruteluga allpool.

Happe-aluse lahused: määratlus, happe-aluse teooria, omadused ja tüübid

---

Happe- ja aluselahused on lahused, mille happesuse või aluselisuse aste sõltub sellest aines leiduvate H+ (happe) ja OH- (aluse) ioonide arv ning ka aine ionisatsiooniaste. Happesuse ja aluselisuse taset väljendab pH See arusaam happe ja aluse lahustest on väga vajalik, kuna teadmiste alus järgmise keemiamaterjali mõistmiseks, nimelt millegi happesuse või aluselisuse taseme arvutamiseks aine.

Happealuse teooria

Happed ja alused (leelised) on tuntud juba ammusest ajast ja oleme nendega igapäevaelus sageli kokku puutunud. Näiteks viinhape viinamarjades, sidrunhape apelsinides, äädikhape äädikas, väävelhape akuvees ja mitmesugused muud ained. Vahepeal leiame leeliselisi aineid lubjaveest, seebist, haavandiravimist ja mitmetest muudest ainetest. On mitmeid happe-aluse teooriaid, mida saab eristada, sealhulgas järgmised:

Stevante Arrheniuse happe-aluse teooria

Stevante Arrhenius esitas happe-aluse teooria, mis:

hape on aine, mis vees lahustatuna tekitab H+ ioone, kus need H+ ioonid on lahuses ainsad positiivsed ioonid. Samal ajal on alus aine, mis vees lahustades ioniseerub, tekitades OH-ioone ja need OH-ioonid on lahuses ainsad negatiivsed ioonid.

Bronstead Lowry happe-aluse teooria

J.N Bronstead ja T.N. Lowry esitas veel ühe teooria hapete ja aluste kohta. Selle teooria kohaselt on happed prootonidoonorid ja alused prootoni aktseptorid. Selle määratluse kohaselt moodustab hape pärast prootoni vabastamist konjugaadi ja alus moodustab samuti pärast prootoni vastuvõtmist konjugaadi. Seega on selles konjugeeritud happe-aluse teoorias tuntud termin "hape-alus paar" või "konjugeeritud hape-alus".

Pärast Bronstead Lowry happe-aluse teooria tundmist saame kindlaks teha, et vesinikku sisaldav aine kuulub happeliste või aluseliste ainete rühma. Kuidas on lood ühenditega/ainetega, mis on aprotoonsed (ei sisalda H), kuidas määrata nende happe- või aluselisi omadusi?

Lewise happealuse teooria

Keemik G.N Lewis esitas ka hapete ja aluste teooria. Selle teooria kohaselt on alus aine, millel on üks või mitu üksikut elektronpaari, mida saab loovutada teisele ainele moodustades seega koordinaatse kovalentse sideme, samas kui hape on aine, mis suudab vastu võtta üksikuid elektronide paare .

Aine, mis on Lewise happe-aluse teooria järgi alus, on ka Bronstead Lowry teooria järgi alus.

Happe- ja aluselahuste omadused ja tüübid

Happelahuste omadused

Keemiamaailmas on hape keemiline ühend, mis vees lahustades annab lahuse, mille pH on alla 7. Happeid võib tõlgendada ka ainetena, mis võivad anda prootoneid (H+ ioone) teistele ainetele (mida nimetatakse alusteks) või võivad vastu võtta aluselt üksikuid elektronpaare.

Igapäevaelus kasutatavate hapete näideteks on äädikhapet sisaldav äädikas, sidrunhapet sisaldavad apelsinid ja vein sisaldab viinhapet, õunad sisaldavad õunhapet, C-vitamiin sisaldab askorbiinhapet ja silmatilgad sisaldavad hapet boraat.

Happeliste lahuste omadused, sealhulgas:

• Hapu maitsega
• Võib muuta sinise lakmuspunaseks
• Võib juhtida elektrit (tugev hape)
• Vees lahustatuna vabastab see vesinikioone (H+)
• Metalli söövitav
• Võib neutraliseerida leeliselist

Happelahuse tüüp

Happelisi lahuseid on kahte tüüpi, nimelt tugevad ja nõrgad happed. Rooste olemasolu raual on üks omadusi, mis näitab, et hape on metalli söövitav.

Kui hape lahustatakse nii, et peaaegu kõik H+ ioonid vabanevad, nimetatakse seda tugevaks happeks. Kui vabaneb vaid väike osa H+ ioonidest, nimetatakse hapet nõrgaks happeks. Tugevad happed võivad elektrit juhtida, nõrgad happed aga vaevu.

Tugevateks hapeteks klassifitseeritavate ainete näidete hulka kuuluvad: maohape (vesinikkloriidhape = HCl), väävelhape (H2SO4), sulfithape (H2SO3), bromiidhape (HBr), lämmastikhape (HNO3) ja lämmastikhape (HNO2).

Ained, mis sisaldavad nõrku happeid, on näiteks: süsihape (H2CO3), äädikhape (CH3COOH), sulfiidhape (H2S), tsüaniidhape (HCN) ja fosforhape (H3PO4).

Aluseliste lahuste omadused

Alused on keemilised ühendid, mis neelavad vees lahustumisel hüdroniumioone. Aluste pH on suurem kui 7. Vees lahustatuna laguneb see hüdroksüülioonideks (OH–) ja metalli positiivseteks ioonideks (kuid mitte alati). Seetõttu võib alus juhtida elektrivoolu.

Igapäevaelus sageli esinevate aluste näidete hulka kuuluvad magneesiumhüdroksiidi (Mg (OH) 2) ja alumiiniumhüdroksiidi (Al (OH) 3) sisaldavad haavandiravimid; naatriumhüdroksiidi (NaOH) sisaldav kehapesuvahend; kaaliumhüdroksiidi (KOH) sisaldav beebivanniseep; deodorandid sisaldavad alumiiniumhüdroksiidi (Al (OH)3) ja põrandapuhastusvahendid ammooniumhüdroksiidi (NH4OH).

Aluste omadused hõlmavad järgmist:

• Nahaga kokkupuutel tundub libe (mitte proovida nahal, ohtlik)
• Võib muuta punase lakmuse siniseks
• Võib juhtida elektrit (tugev alus)
• Vees lahustatuna vabastab see hüdroksüülioone (OH-)
• Võib neutraliseerida happeid

Aluseliste lahuste tüübid

Kui aluse lahustumisel vabanevad peaaegu kõik ioonid (OH–), nimetatakse alust tugevaks aluseks. Näited tugevatest alustest, nagu naatriumhüdroksiid (NaOH), kaltsiumhüdroksiid (KOH), baariumhüdroksiid (Ba (OH)2).

Kui aga vabaneb vaid väike osa OH-st, nimetatakse alust nõrgaks aluseks. Nõrkade aluste näidete hulka kuuluvad ammooniumhüdroksiid (NH4(OH) ja alumiiniumhüdroksiid (Al (OH)3).

---

Hapete ja aluste tugevus

Hapete ja aluste tugevuse määrab ionisatsiooniaste (α), kui palju H+ ja OH− ioone eraldub. Vees olevad happed ja alused lagunevad ioonideks, mis on tasakaalureaktsioonid. Seetõttu saab hapete ja aluste tugevust väljendada nende tasakaalukonstantidega, nimelt happe ionisatsioonikonstandiga (Ka) ja aluse ionisatsioonikonstandiga (Kb).

Näiteks HCl dissotsieerub vees peaaegu täielikult H+ ioonideks ja Cl− ioonideks, samas kui HF laguneb vaid osaliselt H+ ioonideks ja F− ioonideks. Seetõttu nimetatakse HCl-i tugevaks happeks ja HF-i nõrgaks happeks. Samuti laguneb NaOH vees peaaegu täielikult Na+ ioonideks ja OH− ioonideks, NH3 aga ainult osaliselt NH4+ ioonideks ja OH− ioonideks. NaOH-d nimetatakse tugevaks ja NH3 nõrgaks aluseks.

Happe ionisatsioonikonstant (Ka)

Üldiselt võib HA happe veelahuse tasakaalureaktsiooni kirjutada järgmiselt.

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A−(aq)

Happe ionisatsioonikonstandi Ka võib formuleerida järgmiselt.

K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
tugevad happed (näide: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4)
Vees lagunevad peaaegu kõik tugevad happed oma ioonideks, seega ionisatsiooniaste α ≈ 1. Seega on tugeva happe Ka väärtus väga suur. Väga suurte Ka väärtuste puhul võib eeldada, et hape dissotsieerub täielikult oma ioonideks ja H+ ioonide kontsentratsiooni saab arvutada happe kontsentratsiooni ([HA]tasakaal ≈ [HA]algne = Ma) ja valentsi järgi hapu. Happe valents on happemolekuli kohta toodetud H+ ioonide arv.

[H^+] = valentsus_a \ korda M_a
nõrgad happed (näide: HF, HCN, HNO2, CH3COOH, H2CO3)
Vees lagunevad ainult mõned nõrgad happed oma ioonideks, seega on ionisatsiooniaste 0 < α < 1. Kui nõrga happelahuse HA algkontsentratsiooni väljendatakse kui Ma, siis:

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A−(aq)

Alguses: ema
Reaktsioon: −αMa + αMa + αMa
Tasakaal: (1 − α)Ma αMa αMa

K_a = \frac{(\alpha M_a)(\alpha M_a)}{((1 – \alpha) M_a)}
K_a = \frac{\alpha^2}{1 – \alpha} M_a
Kui α väärtus on väga väike (α ≪ 1), siis võib eeldada, et väärtus on (1 − α) ≈ 1, seega võib nõrga happe Ka võrrandi kirjutada järgmiselt:

K_a = \alpha^2 M_a
\alpha = \sqrt{\frac{K_a}{M_a}}
Seega saate H+ ioonide kontsentratsiooni arvutamiseks kasutada Ka väärtust või α väärtust.

[H^+] = \sqrt{K_a \ korda M_a} või [H^+] = \alpha \ korda M_a

Aluse ionisatsioonikonstant (Kb)

Üldiselt võib LOH aluse lahuse vees tasakaalureaktsiooni kirjutada järgmiselt.

LOH(aq) ⇌ L+(aq) + OH−(aq)

Aluse ionisatsioonikonstandi Kb võib formuleerida järgmiselt.

K_b = \frac{[L^+][OH^-]}{[LOH]}
tugevad alused (näide: NaOH, KOH, Ca (OH)2, Sr (OH)2, Ba (OH)2)
Vees lagunevad peaaegu kõik tugevad alused ioonideks, seega ionisatsiooniaste α ≈ 1. Seega on tugeva aluse Kb väärtus väga suur. Väga suurte Kb väärtuste puhul võib eeldada, et alus dissotsieerub täielikult oma ioonideks ja OH− ioonide kontsentratsiooni saab arvutada baaskontsentratsiooni ([LOH]tasakaal ≈ [LOH]algne = Mb) ja valentsi järgi baas. Aluse valents on OH− ioonide arv, mis tekib baasvalemi ühiku kohta.

[OH^-] = valents_b \ korda M_b
nõrk alus (näide: NH3, CH3NH2, C6H5NH2)
Vees lagunevad ainult mõned nõrgad alused oma ioonideks, seega on ionisatsiooniaste 0 < α < 1. Kui nõrga aluse LOH lahuse algkontsentratsiooni väljendatakse Mb-na, siis:

LOH(aq) ⇌ L+(aq) + OH−(aq)

Alguses: Mb
Reaktsioon: −αMb + αMb + αMb
Saldo: (1 − α)Mb αMb αMb

K_a = \frac{(\alpha M_b)(\alpha M_b)}{((1 – \alpha) M_b)}
K_a = \frac{\alpha^2}{1 – \alpha} M_b
Kui α väärtus on väga väike (α ≪ 1), siis võib eeldada, et väärtus on (1 − α) ≈ 1, seega võib nõrga aluse Kb võrrandi kirjutada järgmiselt:

K_b = \alpha^2 M_b
\alpha = \sqrt{\frac{K_b}{M_b}}
Seega võite OH− ioonide kontsentratsiooni arvutamiseks kasutada Kb väärtust või α väärtust.

[OH^-] = \sqrt{K_b \ korda M_b} või [OH^-] = \alpha \ korda M_b

---

pH (happesuse astmed)

Lahuse happesuse aste või aste sõltub H+ ioonide kontsentratsioonist lahuses. Mida suurem on H+ ioonide kontsentratsioon, seda happelisem on lahus. Aastal 1909, Søren P. L. Sørensen pakkus välja pH kontseptsiooni, mis väljendab lahuse happesuse astet H+ ioonide kontsentratsiooni funktsioonina lahuses. pH-funktsiooni väljendatakse H+ ioonide kontsentratsiooni negatiivse logaritmina lahuses.

pH = –log[H^+]
PH mõiste võimaldab hõlpsasti väljendada H+ ioonide kontsentratsiooni ja nende muutused on mõnikord väga väikesed. Näiteks H+ ioonide kontsentratsioon 0,1 M äädikhappe lahuses on umbes 0,001 M ja H+ ioonide kontsentratsioon destilleeritud vees on umbes 1 × 10–7 M. Kui väljendada pH-na, siis 0,1 M äädikalahuse pH on 3 ja destilleeritud vee pH on 7.

Kahest näitest on H+ ioonide kontsentratsioonist näha, et 0,1 M äädikalahus ([H+] = 0,001 M = 1 × 10−3 M) on happelisem kui destilleeritud vesi ([H+] = 1 × 10). −7 miljonit). 0,1 M äädikhappe lahuse pH (pH = 3) on aga madalam kui destilleeritud vee (pH = 7). Seega, mida happelisem on lahus, seda madalam on pH väärtus. Vastupidi, mida aluselisem on lahus, seda suurem on pH väärtus.

Happealuse indikaator

Nagu arutluse alguses sissejuhatuses kirjeldati, eristasid inimesed iidsetel aegadel enne happe-aluse teooria juurutamist happeid ja aluseid maitsmise teel.

Kuid praegu on teada, et happeid ja aluseid eristavad erinevad näitajad. Lisaks sellele, et indikaatorid on ohutu ja praktiline meetod, võivad need anda ka asjakohasemaid tulemusi.

Lakmuspaber

Üks sageli kasutatav näitaja on lakmuspaber. On kahte tüüpi lakmuspaberit, nimelt sinine lakmuspaber ja punane lakmuspaber.

Punane lakmuspaber muutub alusega kokkupuutel siniseks, kuid happe või neutraalse ainega kokkupuutel ei muuda see värvi.

Sinine lakmuspaber muutub hapetega kokkupuutel punaseks, kuid aluste või neutraalsete ainetega kokkupuutel ei muuda see värvi.

Universaalne indikaator

Lakmuspaber saab võrrelda ainult hapet või alust sisaldavat ainet, seejärel töötatakse uuesti välja indikaatorpaber.

Universaalne indikaatorpaber suudab näidata aine happesuse ja aluselisuse taset.

Võrreldes iga testitud aine jaoks saadud värve standardpaberiga universaalnäitajatel, saame määrata aine happesuse taseme.

Lahenduse indikaator

Selle lahuse indikaatorid on näiteks metüülpunane, metüüloranž, bromotümoolsinine ja mitmed teised lahused. See indikaator töötab täpselt samamoodi nagu lakmuspaber, hapete või alustega kokkupuutel muudab see lahus värvi.

Seega ülevaade alates Teave saidi know.co.id kohta umbes Happealuse lahus, Loodetavasti on see kasulik.