Sav-bázis oldatok: definíció, sav-bázis elmélet, tulajdonságai és típusai

Sav-bázis oldatok: meghatározás, sav-bázis elmélet, tulajdonságai és típusai – A savas és lúgos oldatok a kémiai vegyületek két csoportja, amelyek széles körben megtalálhatók és használatosak a mindennapi életben. Ezért ez egy fontos téma a kémia tanulásában, különösen azok számára, akik nem értenek hozzá. Tekintse meg a további vitát alább.

Sav-bázis oldatok: definíció, sav-bázis elmélet, tulajdonságai és típusai

---

A savas és lúgos oldatok olyan oldatok, amelyekben az anyag savas vagy lúgos fokú, attól függően az anyagban jelenlévő H+ (sav) és OH- (bázis) ionok száma, valamint az anyag ionizációs foka. A savasság és a lúgosság mértékét a pH fejezi ki.A sav és bázis oldatok ismerete nagyon szükséges, mivel a tudás alapja a következő kémiai anyag megértéséhez, nevezetesen valami savassági vagy lúgossági szintjének kiszámításához anyag.

Savbázis elmélet

A savak és lúgok (lúgok) régóta ismertek és gyakran találkozunk velük a mindennapi életben. Például borkősav a szőlőben, citromsav a narancsban, ecetsav az ecetben, kénsav az akkumulátorvízben és különféle egyéb anyagok. Eközben lúgos anyagokat találunk a meszes vízben, szappanban, fekélygyógyszerben és különféle egyéb anyagokban. Számos sav-bázis elmélet különböztethető meg, köztük a következők:

Stevante Arrhenius sav-bázis elmélete

Stevante Arrhenius egy sav-bázis elméletet terjesztett elő, amely:

A sav olyan anyag, amely vízben oldva H+ ionokat termel, ahol ezek a H+ ionok lesznek az egyedüli pozitív ionok az oldatban. Eközben a bázis olyan anyag, amely vízben oldva ionizálódik, és OH-ionokat termel, és ezek az OH-ionok lesznek az egyedüli negatív ionok az oldatban.

Bronstead Lowry sav-bázis elmélete

J.N Bronstead és T.N. Lowry egy másik elméletet terjesztett elő a savakkal és bázisokkal kapcsolatban. Ezen elmélet szerint a savak protondonorok, a bázisok pedig proton akceptorok. Ebből a definícióból a sav egy proton felszabadulása után konjugátumot képez, és egy bázis is konjugátumot képez proton felvétele után. Tehát ebben a konjugált sav-bázis elméletben a „sav-bázis pár” vagy „konjugált sav-bázis” kifejezés ismert.

A Bronstead Lowry sav-bázis elmélet ismeretében megállapíthatjuk, hogy egy hidrogént tartalmazó anyag a savas vagy bázikus anyagok csoportjába tartozik. Mi a helyzet azokkal a vegyületekkel/anyagokkal, amelyek aprotikusak (nem tartalmaznak H-t), hogyan határozzák meg a savas vagy bázis tulajdonságaikat?

Lewis savbázis elmélet

Egy kémikus, G. N. Lewis szintén előterjesztette a savak és bázisok elméletét. Ezen elmélet szerint a bázis egy olyan anyag, amely egy vagy több magányos elektronpárral rendelkezik, amelyek átadhatók egy másik anyagnak. így koordináta kovalens kötést képez, míg a sav olyan anyag, amely képes magányos elektronpárokat fogadni a.

Az az anyag, amely Lewis sav-bázis elmélete szerint bázis, Bronstead Lowry elmélete szerint is bázis.

A sav- és bázisoldatok tulajdonságai és típusai

A savas oldatok tulajdonságai

A kémia világában a sav olyan kémiai vegyület, amely vízben oldva 7-nél alacsonyabb pH-jú oldatot eredményez. A savak olyan anyagokként is értelmezhetők, amelyek protonokat (H+-ionokat) adhatnak más anyagoknak (ezeket bázisoknak nevezzük), vagy képesek magányos elektronpárokat fogadni egy bázisról.

A mindennapi életben előforduló savakra példa az ecetsavat tartalmazó ecet, a citromsavat tartalmazó narancs és a bor borkősavat tartalmaz, az almában almasavat, a C-vitaminban aszkorbinsavat, a szemcseppekben pedig savat borát.

A savas oldatok tulajdonságai, nevezetesen:

• Savanyú íze van
• Kék lakmuszvörösre változhat
• Vezetheti az elektromosságot (erős sav)
• Vízben oldva hidrogénionokat (H+) szabadít fel.
• Fémre maró hatású
• Semlegesítheti a lúgost

A savas oldat típusa

Kétféle savas oldat létezik, nevezetesen erős savak és gyenge savak. A rozsda jelenléte a vason az egyik jellemző arra utal, hogy a sav maró hatású a fémre.

Ha egy savat úgy oldunk fel, hogy szinte az összes H+-ion felszabadul, akkor azt erős savnak nevezzük. Ha a H+-ionoknak csak kis része szabadul fel, a savat gyenge savnak nevezzük. Az erős savak elektromosságot vezetnek, míg a gyenge savak alig.

Példák az Erős savak közé sorolt ​​anyagokra: gyomorsav (sósav = HCl), kénsav (H2SO4), szulfitsav (H2SO3), bromidsav (HBr), salétromsav (HNO3) és salétromsav (HNO2).

A gyenge savakat tartalmazó anyagok például a következők: szénsav (H2CO3), ecetsav (CH3COOH), szulfidsav (H2S), cianidsav (HCN) és foszforsav (H3PO4).

Lúgos oldatok tulajdonságai

A bázisok olyan kémiai vegyületek, amelyek vízben oldva abszorbeálják a hidrogénionokat. A bázisok pH-ja 7-nél nagyobb. Vízben oldva hidroxil-ionokra (OH–) és fém-pozitív ionokra bomlik (de nem mindig). Ezért egy alap vezethet elektromos áramot.

A mindennapi életben gyakran előforduló bázisok közé tartoznak a magnézium-hidroxidot (Mg (OH) 2) és alumínium-hidroxidot (Al (OH) 3) tartalmazó fekélygyógyszerek; nátrium-hidroxidot (NaOH) tartalmazó testápoló; kálium-hidroxidot (KOH) tartalmazó babafürdőszappan; A dezodorok alumínium-hidroxidot (Al (OH)3), a padlótisztítók ammónium-hidroxidot (NH4OH) tartalmaznak.

Az alapok tulajdonságai a következők:

• Bőrrel érintkezve csúszós érzés (bőrön nem próbálható, veszélyes)
• A vörös lakmuszt kékké tudja változtatni
• Vezetheti az elektromosságot (erős alap)
• Vízben oldva hidroxil-ionokat (OH-) szabadít fel.
• Semlegesítheti a savakat

A lúgos oldatok típusai

Ha a bázis feloldásakor szinte az összes ion (OH–) felszabadul, akkor a bázist erős bázisnak nevezzük. Példák erős bázisokra, mint például nátrium-hidroxid (NaOH), kalcium-hidroxid (KOH), bárium-hidroxid (Ba (OH)2).

Ha azonban az OH-nak csak egy kis része szabadul fel, akkor a bázist gyenge bázisnak nevezzük. Gyenge bázisok például az ammónium-hidroxid (NH4(OH)) és az alumínium-hidroxid (Al(OH)3).

---

Savak és bázisok erőssége

A savak és bázisok erősségét az ionizáció mértéke (α), mennyi H+ és OH− ion szabadul fel. A vízben lévő savak és bázisok ionokká bomlási reakciókon mennek keresztül, amelyek egyensúlyi reakciók. Ezért a savak és bázisok erőssége kifejezhető egyensúlyi állandóikkal, nevezetesen a savas ionizációs állandóval (Ka) és a bázis ionizációs állandójával (Kb).

Például a vízben a HCl szinte teljesen disszociál H+ ionokra és Cl− ionokra, míg a HF csak részben bomlik H+ ionokra és F− ionokra. Ezért a HCl-t erős savnak, a HF-et pedig gyenge savnak nevezik. Hasonlóképpen, a vízben a NaOH szinte teljesen Na+ ionokra és OH− ionokra bomlik, míg az NH3 csak részben bomlik NH4+ ionokra és OH− ionokra. A NaOH-t erős bázisnak, az NH3-t pedig gyenge bázisnak nevezik.

Savas ionizációs állandó (Ka)

Általában a HA-sav vizes oldatának egyensúlyi reakciója a következőképpen írható fel.

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A−(aq)

A Ka savionizációs állandó a következőképpen formulázható.

K_a = \frac{[H^+][A^-]}{[HA]}
erős savak (például: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4)
A vízben szinte minden erős sav ionokra bomlik, így az ionizáció foka α ≈ 1. Így egy erős sav Ka értéke nagyon nagy. Nagyon nagy Ka értékek esetén feltételezhető, hogy a sav teljesen disszociál ionjaira és a H+ ion koncentráció a savkoncentrációból ([HA]egyensúly ≈ [HA]kezdeti = Ma) és a vegyértékből számítható a savanyú. Egy sav vegyértéke a savmolekulánként keletkező H+ ionok száma.

[H^+] = vegyérték_a \x M_a
gyenge savak (például: HF, HCN, HNO2, CH3COOH, H2CO3)
A vízben csak néhány gyenge sav bomlik le ionjaikra, ezért az ionizáció mértéke 0 < α < 1. Ha a gyenge savoldat HA kezdeti koncentrációját Ma-ban fejezzük ki, akkor:

HA(aq) ⇌ H+(aq) + A−(aq)

Eleinte: Anya
Reakció: −αMa + αMa + αMa
Egyensúly: (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
Ha α értéke nagyon kicsi (α ≪ 1), akkor feltételezhető, hogy az érték (1 − α) ≈ 1, így a Ka egyenlet egy gyenge savra a következőképpen írható fel:

K_a = \alpha^2 M_a
\alpha = \sqrt{\frac{K_a}{M_a}}
Tehát a H+ ionok koncentrációjának kiszámításához használhatja a Ka értékét vagy az α értékét.

[H^+] = \sqrt{K_a \times M_a} vagy [H^+] = \alpha \times M_a

Bázis ionizációs állandó (Kb)

Általában a LOH bázis oldatának egyensúlyi reakciója vízben a következőképpen írható fel.

LOH(aq) ⇌ L+(aq) + OH−(aq)

A Kb bázisionizációs állandó a következőképpen fogalmazható meg.

K_b = \frac{[L^+][OH^-]}{[LOH]}
erős bázisok (például: NaOH, KOH, Ca (OH)2, Sr (OH)2, Ba (OH)2)
A vízben szinte minden erős bázis ionokra bomlik, így az ionizáció foka α ≈ 1. Így egy erős bázis Kb értéke nagyon nagy. Nagyon nagy Kb értékek esetén feltételezhető, hogy a bázis teljesen disszociál ionjaira és Az OH− ionkoncentráció az alapkoncentrációból ([LOH]egyensúly ≈ [LOH]kezdeti = Mb) és a vegyértékből számítható A bázis. A bázis vegyértéke az alapképlet egységenként termelt OH− ionok száma.

[OH^-] = vegyérték_b \szor M_b
gyenge bázis (például: NH3, CH3NH2, C6H5NH2)
A vízben csak néhány gyenge bázis bomlik le ionjaikra, ezért az ionizáció mértéke 0 < α < 1. Ha egy gyenge bázis LOH oldat kezdeti koncentrációját Mb-ben fejezzük ki, akkor:

LOH(aq) ⇌ L+(aq) + OH−(aq)

Eleinte: Mb
Reakció: −αMb + αMb + αMb
Mérleg: (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
Ha α értéke nagyon kicsi (α ≪ 1), akkor feltételezhető, hogy az érték (1 − α) ≈ 1, így a Kb egyenlet gyenge bázisra a következőképpen írható fel:

K_b = \alpha^2 M_b
\alpha = \sqrt{\frac{K_b}{M_b}}
Tehát az OH− ionok koncentrációjának kiszámításához használhatja a Kb értéket vagy az α értéket.

[OH^-] = \sqrt{K_b \times M_b} vagy [OH^-] = \alpha \times M_b

---

pH (savassági fok)

Az oldat savasságának foka vagy mértéke az oldatban lévő H+ ionok koncentrációjától függ. Minél nagyobb a H+-ionok koncentrációja, annál savasabb az oldat. 1909-ben Søren P. L. Sørensen javasolta a pH fogalmát, amely az oldat savasságának mértékét fejezi ki az oldatban lévő H+ ionok koncentrációjának függvényében. A pH-függvényt az oldatban lévő H+-ionok koncentrációjának negatív logaritmusaként fejezzük ki.

pH = –log[H^+]
A pH fogalma megkönnyíti a H+-ionok koncentrációjának kifejezését, és ezek változása néha nagyon kicsi. Például egy 0,1 M ecetsavoldatban a H+ ionok koncentrációja körülbelül 0,001 M, a desztillált vízben pedig körülbelül 1 × 10–7 M. Ha pH-ban fejezzük ki, akkor a 0,1 M ecetes oldat pH-ja 3, a desztillált víz pH-ja 7.

A két példából a H+ ionok koncentrációjából látható, hogy egy 0,1 M ecetes oldat ([H+] = 0,001 M = 1 × 10−3 M) savasabb, mint a desztillált víz ([H+] = 1 × 10). −7 M). A 0,1 M ecetsavoldat pH-ja (pH = 3) azonban alacsonyabb, mint a desztillált vízé (pH = 7). Tehát minél savasabb az oldat, annál alacsonyabb a pH-érték. Fordítva, minél lúgosabb az oldat, annál nagyobb a pH-érték.

Savas bázis indikátor

Ahogy a beszélgetés elején a bevezető is leírta, az ókorban a sav-bázis elmélet bevezetése előtt az emberek megkóstolva különböztették meg a savakat és a bázisokat.

Jelenleg azonban különféle mutatók ismertek a savak és bázisok megkülönböztetésére. Amellett, hogy biztonságos és praktikus módszer, az indikátorok relevánsabb eredményeket is képesek nyújtani.

Lakmusz papír

Az egyik gyakran használt indikátor a lakmuszpapír. Kétféle lakmuszpapír létezik, nevezetesen a kék lakmuszpapír és a piros lakmuszpapír.

A vörös lakmuszpapír kék színűvé válik, ha bázissal érintkezik, de ha savval vagy semleges anyaggal érintkezik, nem változtatja meg a színét.

A kék lakmuszpapír savakkal érintkezve piros lesz, de ha lúgokkal vagy semleges anyagokkal érintkezik, nem változtatja meg a színét.

Univerzális jelző

A lakmuszpapír csak savat vagy lúgot tartalmazó anyagot tud összehasonlítani, majd újra előállítják az indikátorpapírt.

Az univerzális indikátorpapír képes megmutatni az anyag savasságának és lúgosságának szintjét.

Ha összehasonlítjuk az egyes vizsgált anyagokhoz kapott színeket egy szabványos papírral univerzális indikátorokon, meg tudjuk határozni az anyag savassági szintjét.

Megoldásjelző

Az oldat indikátorai például a metilvörös, metilnarancs, brómtimolkék és számos más oldat. Ez az indikátor pontosan ugyanúgy működik, mint a lakmuszpapír, ez az oldat színe megváltozik, ha savakkal vagy lúgokkal érintkezik.

Így a felülvizsgálat a A know.co.id ról ről Savas bázis oldat, Remélem hasznos.