Atšķirība starp skābumu un pamatīgumu
Share
Galvenā atšķirība - skābums vs pamatīgums
Savienojumu skābums un bāziskums norāda uz pH. Barotnes skābumu izraisa skābi savienojumi, kas var atbrīvot ūdeņraža jonus (H+), kā rezultātā šajā vidē ir zems pH līmenis. Barotnes pamatīgumu izraisa bāzes savienojumi, kas var atbrīvot hidroksīda jonus (OH-), kā rezultātā šajā vidē ir augsts pH līmenis. Galvenā atšķirība starp skābumu un bāziskumu ir tā skābums izraisa zemu pH līmeni, turpretī bāziskums izraisa augstu pH līmeni ūdens vidē.
SATURS
1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir skābums
3. Kas ir vienkāršība?
4. Salīdzinājums blakus - skābums vs pamatīgums tabulas formā
5. Kopsavilkums
Kas ir skābums??
Skābums ir skābju līmenis vielās. Ūdeņraža jonu koncentrācija (H+) ir galvenais skābuma noteikšanai izmantotais parametrs. Ūdeņraža jonu koncentrāciju izsaka kā pH vērtību. pH ir ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvs logaritms. Tādējādi, jo augstāka ir ūdeņraža jonu koncentrācija, jo zemāks ir pH līmenis. Zema pH vērtība norāda uz lielāku skābumu.
Saskaņā ar vielu skābumu pastāv divu veidu skābes kā stiprās skābes un vājās skābes. Spēcīgas skābes rada augstāku skābuma līmeni ūdens vidē, turpretī vājās skābes rada zemu skābumu. Spēcīgas skābes var pilnībā sadalīties jonos, atbrīvojot visus iespējamos ūdeņraža jonus (H+). Turpretī vāja skābe daļēji disociējas, atbrīvojot tikai dažus ūdeņraža jonus. Skābes var arī klasificēt kā monoprotiskās skābes un poliprotiskās skābes; monoprotiskās skābes vienā molekulā izdala vienu ūdeņraža jonu, turpretī poliprotiskās skābes vienā molekulā izdala vairāk ūdeņraža jonu.
Skābju skābumu nosaka skābes pKa. pKa ir Ka negatīvs logaritms. Ka ir šķīduma skābes disociācijas konstante. Tas ir skābes (vai skābuma) stipruma kvantitatīvs mērījums. Nolaidiet pKa, jo stiprāka ir skābe. Augstāks pKa, jo vājāka ir skābe.
01. attēls. Citronu sulai ir augsta skābuma pakāpe
Periodiskās ķīmisko elementu skābuma tendences galvenokārt ir atkarīgas no to elektronegatīvās vērtības. Ķīmisko elementu elektronegativitāte palielinās no perioda kreisās un labās puses. Ja atoma elektronegativitāte ir augstāka, tas var ļoti viegli stabilizēt uz tā esošo negatīvo atomu, jo tam ir augstāka afinitāte pret elektroniem. Tāpēc ūdeņraža joni, kas saistīti ar lieliem elektronegatīviem atomiem, tiek viegli atbrīvoti nekā zemi elektronegatīvi atomi, kā rezultātā palielinās skābums. Braucot pa periodiskās tabulas grupu, palielinās skābums. Tas notiek tāpēc, ka grupā atomu lielums palielinās. Lieli atomi var stabilizēt negatīvās lādiņas (sadalot lādiņu); līdz ar to ūdeņraža jonu, kas saistīts ar lielu atomu, var viegli atbrīvot.
Kas ir vienkāršība??
Vielas pamatīgums ir ūdeņraža atomu skaits, ko noteiktā skābē var aizstāt ar bāzi. Citiem vārdiem sakot, savienojuma pamatīgums ir ūdeņraža jonu skaits, kas var pilnībā reaģēt ar bāzes atbrīvotajiem hidroksīda joniem.
02 attēls: Hidroksīda jonu ķīmiskā struktūra
Faktori, kas var ietekmēt savienojuma pamatīgumu, ir uzskaitīti zemāk.
- Elektronegativitāte
- Atoma rādiuss
- Oficiālās maksas
Atoma elektronegativitāte attiecas uz tā afinitāti pret elektroniem. Atoms ar augstu elektronegativitāti var piesaistīt elektronus, salīdzinot ar zemiem elektronegatīvajiem atomiem. Augstāka elektronegativitāte, zemāka pamatne. Lai atbrīvotu hidroksīda jonu, saiknes elektroniem starp skābekļa atomu un pārējo molekulu pilnībā jāpiesaista skābekļa atoms (skābekļa atomam hidroksīda grupā vajadzētu būt vairāk elektronegatīvam nekā otram atomam, kuram tas ir piesaistīts). Piem., Ja ROH pamatīgums ir augsts, R elektronegativitāte ir mazāka nekā skābekļa atomam.
03. attēls: Ziepes ir vājas bāzes, kas veidojas taukskābju reakcijā ar nātrija hidroksīdu vai kālija hidroksīdu.
Atomu rādiuss ir vēl viens faktors, kas ietekmē savienojuma pamatīgumu. Ja atoma rādiuss ir mazs, šī atoma elektronu blīvums ir liels. Tādējādi hidroksīda jonu var viegli atbrīvot. Tad šī savienojuma pamatīgums ir salīdzinoši augsts.
Formālas maksas parasti ir vai nu pozitīvas, vai negatīvas. Pozitīvs formālais lādiņš norāda uz mazāku elektronu blīvumu. Tādējādi obligācijas elektronus nevar pilnībā piesaistīt hidroksīda jons. Tad to nevar viegli atbrīvot (hidroksīda jons), norādot uz zemāku bāziskumu. Turpretī negatīva formāla maksa rada augstāku pamatīgumu.
Kāda ir atšķirība starp skābumu un pamatīgumu??
Skābums pret pamatīgumu | |
| Skābums ir skābju līmenis vielās. | Pamatīgums attiecas uz stāvokli, kad tā ir bāze, kas var atbrīvot hidroksīda jonus (OH-). |
| pH | |
| Skābums izraisa zemu pH ūdens vidēs. | Pamatīgums izraisa augstu pH līmeni ūdens vidēs. |
| Joni | |
| Skābums norāda uz augstu ūdeņraža jonu koncentrāciju barotnē. | Pamatīgums norāda uz augstu hidroksīda jonu koncentrāciju barotnē. |
| Periodiskās tendences | |
| Skābums palielinās no kreisās puses uz labo periodu un uz leju grupai. | Periodiskums samazinās no kreisās puses uz labo periodu un uz leju grupā. |
| Elektronegativitātes ietekme | |
| Skābums ir augsts, ja (tā atoma, pie kura ir saistīts ūdeņraža atoms) elektronegativitāte ir augsta. | Bāziskums ir augsts, ja (tā atoma, pie kura ir pievienots hidroksīda jona skābekļa atoms) elektronegativitāte ir zema. |
Kopsavilkums - skābums pret pamatīgumu
Skābums un pamatīgums ir divi pamatjēdzieni, ko lieto ķīmijā. Skābumu izraisa skābi savienojumi. Pamatīgumu izraisa pamata savienojumi. Galvenā atšķirība starp skābumu un bāziskumu ir tā, ka skābums izraisa zemu pH līmeni, turpretī bāziskums izraisa augstu pH līmeni ūdens vidē.
Atsauce:
1. “7.3.: Strukturālā ietekme uz skābumu un bāziskumu.” Ķīmija LibreTexts, Libretexts, 2016. gada 7. septembris, pieejama šeit.
2. “Periodiskās tabulas tendence”. Studentu ārstu tīkls, pieejams šeit.
Attēla pieklājība:
1. André Karwath aka Aka “Lemon-edit1” - paša darbs (CC BY-SA 2.5), izmantojot Commons Wikimedia
2. “hidroksīds-vientuļnieku pāri-2D” (publiskais īpašums), izmantojot Commons Wikimedia
3. “589824” (CC0), izmantojot Pixabay
