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

Happe-aluse lahused: määratlus, happe-aluse teooria, omadused ja tüübid - Lahused Happed ja alused on kaks keemiliste ühendite rühma, mida kasutatakse laialdaselt ja kasutatakse igapäevaelus. Seetõttu on see keemia õppimisel oluline teema, eriti neile, kes sellest aru ei saa. Vaadake edasist arutelu allpool.

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

---

Happe ja aluse lahused on aine happesuse või leeliselisuse ained, sõltuvalt aines sisalduvate H + (happe) ja OH- (alus) ioonide arv ning samuti aine ionisatsiooniaste. Happesuse ja leeliselisuse tase on väljendatud pH tasemel. Happe ja aluse lahuste mõistmine on vajalik a järgmise keemiamaterjali mõistmiseks on teadmiste aluseks aine happesuse või leeliselisuse arvutamine aine.

Happelise aluse teooria

Happeid ja aluseid (leeliseid) on teada juba iidsetest aegadest ja me oleme igapäevases elus sageli kohanud. Näiteks viinhape viinamarjades, sidrunhape apelsinides, äädikhape äädikas, väävelhape patareivees ja mitmesugused muud ained. Kui leeliselisi aineid kohtame lubjavees, seebis, haavandiravimites ja mitmesugustes muudes ainetes. Eristada on mitmeid happe-aluse teooriaid, sealhulgas järgmised:

Stevante Arreniuse happe-aluste teooria

Stevante Arrhenius esitas teooria hapetest ja alustest, mis:

Hape on aine, mis vees lahustatuna tekitab H + ioone, milles need H + ioonid on ainsad positiivsed ioonid lahuses. Kui alus on aine, mis vees lahustudes ioniseerub, moodustades 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 hape prootoneid annetav aine (prootonidoonor) ja alus on prootoneid aktsepteeriv aine (prootoni aktseptor). Sellest määratlusest moodustab hape pärast prootoni kaotamist konjugaadi ja alus prootoni saamise järel ka konjugaadi. Nii et selles konjugaathappe-aluse teoorias on termin "happe-aluse paar" või "konjugaat-happe-alus" tuntud.

Pärast Bronstead Lowry happe-aluse teooria tundmist saame määrata, kas vesinikku sisaldav aine kuulub hapete või aluste rühma. Aga aprotoonsed ühendid / ained (mis ei sisalda H), kuidas määrata happe või aluse olemust?

Lewise happe alusteooria

Keemik G.N Lewis esitas ka teooria hapetest ja alustest. Selle teooria kohaselt on alus aine, millel on üks või mitu üksikut elektronipaari, mida saab annetada teistele ainetele nii et moodustub koordineeriv kovalentne side, samas kui hape on aine, mis suudab vastu võtta üksiku elektronipaari seda.

Ained, mis on Lewise happe-aluse teooria alusel alused, klassifitseeritakse ka Bronstead-Lowry teooria järgi alusteks.

Happe- ja aluslahuste omadused ja tüübid

Happelahuste omadused

Keemiamaailmas on hape keemiline ühend, mis vees lahustatuna annab lahuse, mille pH on alla 7. Hapet võib defineerida ka kui ainet, mis võib annetada prootoni (H + iooni) teisele ainele (seda nimetatakse aluseks) või mis võib alusest võtta vastu üksiku elektronipaari.

Näited hapetest igapäevaelus, sealhulgas äädikas sisaldab äädikhapet, apelsinid sisaldavad sidrunhapet, viinamarjad sisaldavad viinhapet, õunad õunhapet, C-vitamiin askorbiinhapet ja silmatilgad hapet boraat.

Happelahuste omadused, sealhulgas:

• Hapu maitsega
• Võib muuta sinise lakmuse punaseks
• Suudab juhtida elektrit (tugev hape)
• Vees lahustatuna eraldab see vesinikioone (H +).
• Metalli söövitav
• Võib neutraliseerida aluse

Happelahuse tüüp

Happelisi lahuseid on kahte tüüpi, nimelt tugevad ja nõrgad happed. Rooste olemasolu rauas on üks omadusi, mis näitab, et happed on metalle söövitavad.

Kui hape lahustatakse seni, kuni peaaegu kõik H + ioonid eralduvad, nimetatakse seda tugevaks happeks. Kui eraldub ainult väike kogus H + ioone, nimetatakse hapet nõrgaks happeks. Tugevad happed suudavad elektrit juhtida, nõrgad happed aga vaevalt elektrit.

Tugevateks hapeteks olevate ainete hulka kuuluvad: maohape (vesinikkloriidhape = HCl), väävelhape (H2SO4), väävelhape (H2SO3), broomhape (HBr), lämmastikhape (HNO3) ja lämmastikhape (HNO2).

Nõrkade hapete hulka kuuluvad ained on näiteks: süsihape (H2CO3), äädikhape (CH3COOH), sulfiidhape (H2S), tsüaniidhape (HCN) ja fosforhape (H3PO4).

Baaslahenduste omadused

Alused on keemilised ühendid, mis neelavad vees lahustatuna hüdrooniumioone. Aluste pH on suurem kui 7. Vees lahustatuna laguneb see hüdroksüülioonideks (OH–) ja positiivseteks metalliioonideks (kuid mitte alati). Seetõttu saab baas elektrit juhtida.

Igapäevases elus sageli esinevate aluste näited hõlmavad magneesiumhüdroksiidi (Mg (OH) 2) ja alumiiniumhüdroksiidi (Al (OH) 3) sisaldavaid haavandiravimeid; naatriumhüdroksiidi (NaOH) sisaldav vanniseep; imiku vanniseep, mis sisaldab kaaliumhüdroksiidi (KOH); deodorandid sisaldavad alumiiniumhüdroksiidi (Al (OH) 3) ja põrandapuhastusvahendid ammooniumhüdroksiidi (NH4OH).

Keele tunnused hõlmavad järgmist:

• Tundub nahal libe (ei tohi nahal proovida, ohtlik)
• Võib muuta punase lakmuse siniseks
• Võib juhtida elektrivoolu (tugev alus)
• Vees lahustatuna eraldab see hüdroksüülioone (OH–)
• Oskab hapet neutraliseerida

Baaslahenduste tüübid

Kui aluse lahustumisel ja peaaegu kõik ioonid (OH–) vabanevad, nimetatakse alust tugevaks aluseks. Tugevate aluste näideteks on naatriumhüdroksiid (NaOH), kaltsiumhüdroksiid (KOH), baariumhüdroksiid (Ba (OH) 2).

Kui aga eraldub ainult väike kogus OH-, nimetatakse alust nõrgaks aluseks. Nõrkade aluste näited hõlmavad ammooniumhüdroksiidi (NH4 (OH) ja alumiiniumhüdroksiidi (Al (OH) 3).

---

Hapete ja aluste tugevus

Hapete ja aluste tugevus määratakse ionisatsiooniastme (α), vabanenud H + ja OH− ioonide hulga järgi. Happed ja alused vees läbivad lagunemisreaktsiooni ioonideks, mis on tasakaalureaktsioon. Seetõttu saab happe ja aluse tugevust väljendada nende tasakaalukonstantide abil, nimelt happe ionisatsioonikonstandi (Ka) ja aluse ionisatsioonikonstandi (Kb) abil.

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

Happeionisatsiooni konstant (Ka)

Üldiselt võib HA happelise vesilahuse tasakaalureaktsiooni kirjutada järgmiselt.

HA (aq) H + (aq) + A− (aq)

Happeionisatsiooni konstandi Ka võib formuleerida järgmiselt.

K_a = \ frac {[H ^ +] [A ^ -]} {[HA]}
tugevad happed (näiteks: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4)
Vees dissotsieeruvad peaaegu kõik tugevad happed ioonideks, seega on ionisatsiooniaste 1. Seega on tugeva happe Ka väärtus väga suur. Ka väga suurte väärtuste korral võib eeldada, et hape dissotsieerub täielikult selle ioonideks ja H + iooni kontsentratsiooni saab arvutada happe kontsentratsiooni ([HA] tasakaal ≈ [HA] alg = Ma) ja valentsuse põhjal hape. Happe valents on happe molekuli kohta toodetud H + ioonide arv.

[H ^ +] = valents_a \ korda M_a
nõrk hape (näiteks: HF, HCN, HNO2, CH3COOH, H2CO3)
Vees eraldub selle ioonideks ainult osa nõrgast happest, seega on ionisatsiooniaste 0 <<1. Kui nõrga happe lahuse HA algkontsentratsioon väljendatakse Ma-na, siis:

HA (aq) H + (aq) + A− (aq)

Esiteks: Ma
Reaktsioon: Ma + Ma + Ma
Tasakaalus: (1 α) Ma Ma Ma

K_a = \ frac {(\ alfa M_a) (\ alfa M_a)} {((1 - \ alfa) M_a)}
K_a = \ frac {\ alpha ^ 2} {1 - \ alpha} M_a
Kui väärtus on väga väike (α 1), võib eeldada, et väärtus (1) 1, nii et nõrga happe Ka võrrandi saab kirjutada järgmiselt:

K_a = \ alfa ^ 2 M_a
\ alpha = \ sqrt {\ frac {K_a} {M_a}}
Niisiis, H + ioonide kontsentratsiooni arvutamiseks võite kasutada Ka väärtust või väärtust.

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

Aluse ionisatsioonikonstant (Kb)

Üldiselt võib LOH leeliselise lahuse vees tasakaalureaktsiooni kirjutada järgmiselt.

LOH (aq) L + (aq) + OH− (aq)

Aluse ionisatsioonikonstandi Kb saab formuleerida järgmiselt.

K_b = \ frac {[L ^ +] [OH ^ -]} {[LOH]}
tugev alus (näiteks: NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2)
Vees dissotsieeruvad peaaegu kõik tugevad alused ioonideks, seega on ionisatsiooniaste 1. Seega on tugeva aluse Kb väärtus väga suur. Väga suurte Kb väärtuste korral võib eeldada, et alus dissotsieerub täielikult oma ioonideks ja OH-iooni kontsentratsiooni saab arvutada baaskontsentratsiooni ([LOH] tasakaal [LOH] algväärtus = Mb) ja valentsi põhjal keel. Aluse valents on OH-ioonide arv aluse valemiühiku kohta.

[OH ^ -] = valents_b \ korda M_b
nõrk alus (näiteks: NH3, CH3NH2, C6H5NH2)
Vees dissotsieerub selle ioonideks vaid osa nõrgast alusest, seega on ionisatsiooniaste 0 <<1. Kui nõrga aluse LOH algkontsentratsioon on väljendatud Mb-des, siis:

LOH (aq) L + (aq) + OH− (aq)

Alguses: Mb
Reaktsioon: Mb + Mb + Mb
Tasakaalustatud: (1) Mb Mb Mb

K_a = \ frac {(\ alfa M_b) (\ alfa M_b)} {((1 - \ alfa) M_b)}
K_a = \ frac {\ alpha ^ 2} {1 - \ alpha} M_b
Kui väärtus on väga väike (α 1), võib eeldada, et väärtus (1) 1, nii et nõrga aluse Kb võrrandi saab kirjutada järgmiselt:

K_b = \ alfa ^ 2 M_b
\ alpha = \ sqrt {\ frac {K_b} {M_b}}
Niisiis, OH− ioonide kontsentratsiooni arvutamiseks võime kasutada kas Kb väärtust või.

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

---

pH (happesuse aste)

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

pH = - log [H ^ +]
See pH-kontseptsioon muudab H + ioonide kontsentratsiooni ja nende mõnikord väga väikeste muutuste väljendamise lihtsaks. Näiteks on H + ioonide kontsentratsioon 0,1 M äädikhappe lahuses umbes 0,001 M ja H + ioonide kontsentratsioon destilleeritud vees on umbes 1 × 10,7 M. Kui seda väljendatakse pH-tasemena, on 0,1 M äädika lahuse pH 3 ja destilleeritud vee pH 7.

Nende kahe näite põhjal võib H + ioonide kontsentratsiooni põhjal näha, et 0,1 M äädikas ([H +] = 0,001 M = 1 × 10−3 M) on happelisem kui destilleeritud vesi ([H +] = 1 × 10−7 M). 0,1 M äädika lahuse (pH = 3) pH on aga väiksem kui destilleeritud veega (pH = 7). Niisiis, mida happelisem lahus, seda madalam on pH väärtus. Vastupidi, mida leeliselisem lahus, seda suurem on pH väärtus.

Happelise aluse näitaja

Nagu arutelu alguses kirjeldatud sissejuhatuses, tehti iidsetel aegadel enne happe-aluste teooria kasutuselevõttu inimestel happeid ja aluseid nende maitsmisel vahet.

Kuid praegu on hapete ja aluste eristamiseks teada erinevad näitajad. Lisaks ohutule ja praktilisele meetodile suudavad näitajad pakkuda ka asjakohasemaid tulemusi.

Lakmuspaber

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

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

Sinine lakmuspaber muutub happega kokkupuutel punaseks, kuid aluse või neutraalse ainega kokkupuutel ei muuda see värvi.

Universaalne näitaja

Lakmuspaberiga saab võrrelda ainult ainet, mis sisaldab hapet või alust, seejärel töötatakse uuesti välja indikaatorpaber.

Universaalne indikaatorpaber suudab näidata aine happesuse ja leeliselisuse taset.

Võrreldes iga katsetatava aine värvi universaalsete näitajate standardpaberiga, saame määrata aine happesuse taseme

Lahenduse indikaator

Selle lahuse näitajate näideteks on metüülpunane, metüüloranž, bromotümoolsinine ja mitmed muud lahused. See indikaator töötab täpselt nagu lakmuspaber, see lahus muudab happe või alusega kokkupuutel värvi.

See on ülevaade Teave Knowledge.co.id kohta umbes Happelise aluse lahus, Võib olla kasulik.