Kémia érettségi

Savak, bázisok, kémhatás

A savak és bázisok, valamint a kémhatás kutatásában több neves tudós is jeleskedett, közéjük tartozik például Arrhenius és Brönsted is. Brönsted megállapításai alapján a fenti fogalmakat a következőképpen definiálhatjuk.

Sav az a molekula vagy ion, ami protont ad le.

Bázis az a molekula vagy ion, ami protont vesz fel.

Azokat a reakciókat, melyekben protonátadás (hidrogénion átadás) megy végbe, protolitikus reakcióknak nevezzük.

1, Bázisok

A bázisok vizsgálatára jó példa az ammónia vízben való oldása. A vízmolekula protont ad át az ammóniamolekulának, ezért lesz lúgos kémhatású (NH3 + H2O  NH4+ + OH). Ebben a reakcióban a vízmolekula volt a sav, mivel protont adott át, s az ammónia viselkedett bázisként, mivel felvette a hidrogént. A lúgos kémhatást a hidroxidionok megnövekedett koncentrációja okozza.

2, Savak

A másik példa a hidrogén-klorid oldása, melynek során sósav keletkezik. (HCl + H2O  Cl + H3O+). Ebben a reakcióban a HCl viselkedik savként, mivel leadja a protont, a víz pedig bázis, mivel felveszi. A savas kémhatást az oxóniumionok koncentrációjának növekedése okozza.

Pl.:H2O +HNO3

=

H3O+

+

NO3

bázissavsav

bázis

A protonátmenetes reakciók megfordíthatóak, és nem csak vizes közegben értelmezhetőek, az ammónia és hidrogén-klorid ammóniummá és kloriddá alakulásának folyamata is ide sorolható.

NH3

+

HCl

=

NH4Cl

bázis

sav

NH4

+ a sav; Cla bázis

3, Amfoterek

Láttuk a példákban, hogy a víz bázisként és savként is viselkedett, azokat az anyagokat, melyek képesek erre, amfoter vegyületeknek nevezzük. Ha egy amfoter vegyület molekulái egymással lépnek sav-bázis reakcióba, a folyamatot autoprotolízisnek hívjuk. (pl.: H2O + H2O  H3O+ + OH). Tiszta vízben kismértékben mindkét ion jelen van!

 

A savak és bázisok értékük és erősségük szempontjából is csoportosíthatóak, valamint aszerint is, hogy szerves vagy szervetlen vegyületek-e.

Az értékűség megmutatja, hogy egy molekulából maximálisan hány hidrogénion vagy hidroxidion kerülhet az oldatba a disszociáció során. Egyértékű sav: HCl, HNO3

Egyértékű bázis: NaOH

Kétértékű sav: H2SO4

Kétértékű bázis: Ca(OH)2

Háromértékű sav: H3PO4

Erős savak/bázisok vizes oldatukban gyakorlatilag teljesen disszociálnak, a gyenge savak/bázisok erősségüktől függően, különböző mértékben vesznek részt a protolitikus folyamatokban.

Erős sav: sósav (HCl), kénsav (H2SO4), hidrogén-bromid (HBr), hidrogén-jodid (HI), perklórsav (HClO4); [oxóniumion (H3O+)].

Gyenge sav: ecetsav (CH3COOH), szénsav (H2CO3), foszforsav (H3PO4), citromsav (C3H4(OH)(COOH)3), tejsav (C3H6O3), hangyasav (HCOOH)

Erős bázis: alkálifémek hidroxidjai (NaOH, KOH)

Gyenge bázis: ammóniaoldat

A folyamatok egyensúlyra vezetnek, az egyensúlyi állandó kiszámítható, ha a termékek egyensúlyi koncentrációját osztjuk a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációival.

Ismerünk ún. savállandót is, itt a kiindulási anyagok közül a vizet a képletben feltüntetni nem kell, mivel állandósága miatt az egyenlet bal oldalára átírható. A bázisok erősségét a bázisállandóval számíthatjuk ki. Az állandókat K-val jelöljük (K; Ks; Kb).

Minél nagyobb az állandó, annál erősebb a sav, illetve a bázis.

A disszociációs fok is megadható, amennyiben ismert az átalakult vagy disszociált, illetve az összes (bemérési) anyag koncentrációja. 0 és 1 közé esik, de százzal megszorozva százalék-értékben kapjuk meg. 100%-os disszociáció esetén 1 az értéke. Függ a koncentrációtól és hőmérséklettől.

Tiszta vízben és híg vizes oldatban az oxóniumionok és hidroxidionok egyensúlyi koncentrációjának szorzata adott hőmérsékleten állandó, 25 C-on a konkrét értéke 10-14 (mol/dm3)2.

Ha az egyik ion koncentrációja növekszik, az egyensúly fennmaradásához a másik ion koncentrációjának csökkennie kell.

 

Ha egy vizes oldatban az oxóniumionok koncentrációja a magasabb, akkor savas az oldat, ha az hidroxidionoké, akkor lúgos kémhatásról beszélünk. Semleges kémhatás esetében az oxóniumionok és hidroxidionok koncentrációja egyenlő.

A vizes oldatok kémhatásának számszerű jellemzésére az oxóniumion koncentrációját elég megadni, a kémhatás megadására 1909-ben Sörensen vezette be a pH fogalmát.

A pH az oxóniumion-koncentráció 10-es alapú logaritmusának -1-szerese pH = -lg[H3O+].

A semleges kémhatás pH-ja 7, a savas kémhatás 7 alatti, a lúgos 7 fölötti pH-jú.

A kémhatás indikátorok segítségével kimutatható, melyek szintén protolitikus reakciókban vesznek részt, szerkezetük megváltozása pedig színváltozással jár együtt. Ismert indikátorok a lakmusz, a fenolftalein, a metilnarancs és az univerzális indikátor is, napjainkban pedig a digitális pH-mérés is jól bevált módszer.

Lakmusz:

  • savas: piros
  • semleges: ibolya
  • lúgos: kék

Fenolftalein:

  • savas: színtelen
  • semleges: színtelen
  • lúgos: lilásvörös

Metilnarancs:

  • savas: piros
  • semleges: hagymahéjszín
  • lúgos: sárga

Savak és bázisok egymással való reagáltatása a közömbösítés, lényege, hogy az oxóniumionokból és hidroxidionokból vízmolekulák keletkeznek. Ha a közömbösítés semleges kémhatást eredményez, akkor semlegesítésről beszélünk, ez a legtöbb erős sav és erős lúg közömbösítő reakciójára jellemző.

A reakcióban általában a víz mellett só képződik, amit bepárlással kinyerhetünk.

A közömbösítési reakciók alapján meghatározható egy adott oldat sav vagy lúgtartalma, ezt sav-bázis titrálásnak nevezzük.

Vélemény, hozzászólás?

Az e-mail-címet nem tesszük közzé. A kötelező mezőket * karakterrel jelöltük