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 | – |
| bázis | sav | sav | 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; Cl– a 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.