Skābes un bāzes: definīcija, raksturojums, veidi un piemēri

Kas ir skābes un bāzes?

Ķīmijā divus dažādus vielu veidus sauc par skābēm un bāzēm, kas ir pretējas viena otrai. Katrai no šīm vielām ir īpašas īpašības, kas maina ķīmisko šķīdumu uzvedību. Gan skābes, gan bāzes var atrasties šķidrā, gāzveida un cietā stāvoklī (pulveris).

Kad skābes un bāzes apvienojas šķīdumā, notiek eksotermiska reakcija, tas ir, rodas siltums. Šī reakcija ir pazīstama kā neitralizācija.

Kas ir skābe?

Skābes ir tās vielas, kas šķīdumā atbrīvo pozitīvos ūdeņraža jonus (H +). Šo definīciju ieviesa zinātniece Svante Arrhenius.

Vēl viena zinātnieka Gilberta Ņūtona Luisa izstrādātā koncepcija nosaka skābes kā vielas, kas no šķīduma var uztvert vai absorbēt elektronu pāri.

Kas skābju piemēri mēs varam pieminēt sekojošo:

• Etiķskābe vai CH ₃COOH (etiķis);
• askorbīnskābe vai C₆H₈VAI₆ (C vitamīns);
• fosforskābe vai H₃PO₄ (klāt bezalkoholiskajos dzērienos);
• pienskābe vai C₃H₆VAI₃ (rodas fizisko vingrinājumu laikā);
• citronskābe vai C₆H₈VAI₇ (apelsīni, greipfrūti, citroni, mandarīni utt.).

Skābju raksturojums

Starp skābju īpašībām vai īpašībām mēs varam minēt sekojošo:

• Viņiem ir iespēja iznīcināt organiskos audus.
• Tie rada reakcijas, mijiedarbojoties ar noteiktiem metāliem.
• Viņi darbojas kā elektriskās strāvas vadītāji.
• Sajaucot ar bāzēm, tie ražo ūdeni un sāli.
• Pēc garšas tie ir skābi.
• Skābju pH svārstās no 0 līdz 7 (kur 7 ir neitrāls).
• Parasti tie šķīst ūdenī.

Skābju veidi

• Spēcīga skābe: Tas ir tas, kurš šķīdumā atsakās no lielākās daļas ūdeņraža jonu, kas nozīmē, ka tas ļoti viegli jonizē. Piemēram, HCl vai sālsskābe.
• Vāja skābe: Atšķirībā no iepriekšējā, vāja skābe ūdens šķīdumā mazākā mērā izdala H + jonus. Piemēram, etiķskābe.

Kas ir bāze?

Saskaņā ar Svante Arrhenius teikto, bāzes ir tās vielas, kas šķīdumā var uztvert ūdeņraža jonus vai atbrīvot negatīvos jonus, ko sauc par hidroksilu (OH-).

Bāzes tiek definētas arī kā vielas, kas šķīdumā veicina divus elektronus, ievērojot Žilberta Ņūtona Luisa teoriju.

Kas bāzes piemērs, mēs varam pieminēt sekojošo:

• Nātrija hidroksīds vai NaOH (kaustiskā soda);
• kālija hidroksīds vai KOH (ziepes);
• alumīnija hidroksīds vai Al (OH)₃ (kuņģa antacīds līdzeklis);
• magnija hidroksīds vai Mg (OH)₂ (magnēzija piens);
• kalcija hidroksīds vai CaOH (kaļķi).

Bāzu raksturojums

Starp pamatu īpašībām vai īpašībām mēs varam pieminēt:

• Viņi slīd uz pieskāriena, kad tie ir šķīdumā, tas ir, ir ziepjveida (piemēram, balinātājs).
• Viņi nereaģē uz saskari ar metāliem.
• Tie ir elektriskās strāvas vadītāji šķīdumā.
• Sajaucot ar skābēm, tie ražo ūdeni un sāli.
• Pēc garšas tie ir rūgti.
• Bāzu pH svārstās no 7 līdz 14 (kur 7 ir neitrāls).
• Dažas bāzes ir nešķīstošas.

Bāzu veidi

Bāzu jomā ir zināmi vismaz divi pamatelementi:

• Spēcīga bāze: Termins "elektrolīts" attiecas uz elektrolīta šķirni, kurai tiek piešķirts spēcīgs raksturs un kuru tādējādi var pilnībā jonizēt ūdens šķīdumā. Piemēram, kaustiskā soda.
• Vāja bāze: attiecas uz tām bāzēm, kas ūdens šķīdumā pilnībā nedisociējas, kā rezultātā rodas OH jons un bāzes radikāls. Piemēram, amonjaks vai amonija hidroksīds.

Atšķirība starp skābēm un bāzēm

Viena no vissvarīgākajām skābju un bāzu atšķirībām ir tā, ka skābes uzņem elektronus no šķīduma, kurā tās izšķīdina, savukārt bāzes nodrošina. Arī skābes izdala pozitīvos ūdeņraža jonus, bet bāzes - hidroksilu.

Šo atšķirību dēļ skābes un bāzes ķīmiskos šķīdumos rada atšķirīgu iedarbību. Piemēram, pH testos ir pieņemts izmantot lakmusa papīru. Zilais zaigojošais papīrs iegūst siltus toņus, nonākot saskarē ar skābēm, tas ir, tas iegūst rozā vai sarkanos toņus atkarībā no intensitātes. Gluži pretēji, kad pamatne reaģē ar sarkanīgi zaigojošu papīru, tā iegūst zilus toņus.