Galvenā atšķirība - skābums pret pamatīgumu
Savienojumu skābums un bāziskums norāda uz pH. Barotnes skābumu izraisa skābie savienojumi, kas var izdalīt ūdeņraža jonus (H +), kā rezultātā šajā barotnē ir zems pH līmenis. Barotnes pamatīgumu izraisa bāziski savienojumi, kas var atbrīvot hidroksīda jonus (OH -), kā rezultātā šajā vidē ir augsts pH līmenis. Galvenā atšķirība starp skābumu un bāziskumu ir tāda, ka skābums izraisa zemu pH līmeni, bet sārmainība - augstu pH ūdens vidē.
SATURS
1. Pārskats un galvenās atšķirības
2. Kas ir skābums
3. Kas ir pamatīgums
4. Blakus salīdzinājums - skābums pret pamatīgumu tabulas veidā
5. Kopsavilkums
Kas ir skābums?
Skābums ir skābes līmenis vielās. Ūdeņraža jonu koncentrācija (H +) ir galvenais parametrs, ko izmanto skābuma noteikšanai. Ūdeņraža jonu koncentrāciju izsaka kā pH vērtību. pH ir ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvais logaritms. Tādējādi, ja ir augstāka ūdeņraža jonu koncentrācija, pazemina pH. Zema pH vērtība norāda uz augstāku skābumu.
Saskaņā ar vielu skābumu ir divu veidu skābes kā stipras skābes un vājas skābes. Spēcīgas skābes izraisa augstāku skābuma līmeni ūdens vidē, savukārt vājas skābes rada zemu skābumu. Spēcīgas skābes var pilnībā sadalīties jonos, atbrīvojot visus iespējamos ūdeņraža jonus (H +). Turpretī vāja skābe daļēji disociē, atbrīvojot tikai dažus ūdeņraža jonus. Skābes var arī klasificēt kā monoprotiskās un poliprotiskās skābes; monoprotiskās skābes uz molekulu izdala vienu ūdeņraža jonu, bet poliprotiskās skābes uz molekulu - vairāk ūdeņraža jonu.
Skābju skābumu nosaka pēc skābes pKa. pKa ir Ka negatīvais logaritms. Ka ir šķīduma skābes disociācijas konstante. Tas ir skābes stipruma šķīdumā (vai skābuma) kvantitatīvs mērījums. Pazeminiet pKa, jo spēcīgāka ir skābe. Augstāks pKa, jo vājāka ir skābe.
01. attēls: Citronu sulai ir augsta skābuma pakāpe
Ķīmisko elementu skābuma periodiskās tendences galvenokārt ir atkarīgas no to elektronegativitātes vērtībām. Ķīmisko elementu elektronegativitāte palielinās no perioda kreisās uz labo pusi. Ja atoma elektronegativitāte ir augstāka, tas ļoti viegli var uz tā stabilizēt negatīvo atomu, jo tam ir lielāka afinitāte pret elektroniem. Tāpēc ūdeņraža joni, kas saistīti ar augstiem elektronegatīviem atomiem, viegli izdalās nekā zemie elektronegatīvie atomi, kā rezultātā palielinās skābums. Periodiskajā tabulā nolaižoties grupā, skābums palielinās. Tas ir tāpēc, ka atomu lielums palielinās grupā. Lieli atomi var stabilizēt negatīvos lādiņus uz tiem (sadalot lādiņus); līdz ar to ūdeņraža jonu, kas saistīts ar lielu atomu, var viegli atbrīvot.
Kas ir pamatīgums?
Vielas bāziskums ir ūdeņraža atomu skaits, ko konkrētajā skābē var aizstāt ar bāzi. Citiem vārdiem sakot, savienojuma pamatīgums ir ūdeņraža jonu skaits, kas var pilnībā reaģēt ar hidroksīda joniem, kurus atbrīvo bāze.
02. attēls: Hidroksīda jonu ķīmiskā struktūra
Faktori, kas var ietekmēt savienojuma pamatīgumu, ir uzskaitīti zemāk.
- Elektronegativitāte
- Atomu rādiuss
- Oficiālas maksas
Atoma elektronegativitāte attiecas uz tā afinitāti pret elektroniem. Atoms ar augstu elektronegativitāti var piesaistīt elektronus, salīdzinot ar zemiem elektronegatīviem atomiem. Augstāka elektronegativitāte, zemāka pamatība. Lai atbrīvotu hidroksīda jonu, skābekļa atomam pilnībā jāpiesaista saites elektroni starp skābekļa atomu un pārējo molekulu (skābekļa atomam hidroksīda grupā vajadzētu būt vairāk elektronegatīvam nekā pārējam atomam, ar kuru tas ir saistīts). Piemēram: ja ROH pamatīgums ir augsts, R elektronegativitāte ir mazāka nekā skābekļa atoma.
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 augsts. Tādējādi hidroksīda jonu var viegli atbrīvot. Tad šī savienojuma pamatīgums ir salīdzinoši augsts.
Oficiālie maksājumi parasti ir vai nu pozitīvi, vai negatīvi. Pozitīvs formālais lādiņš norāda uz mazāku elektronu blīvumu. Tādējādi saites elektronus nevar pilnībā piesaistīt hidroksīda jons. Tad to nevar viegli atbrīvot (hidroksīda jonu), kas norāda uz zemāku bāziskumu. Turpretī negatīvs formāls lādiņš rada augstāku pamatīgumu.
Kāda ir atšķirība starp skābumu un pamatīgumu?
Atšķirīgs raksts vidū pirms tabulas
Skābums vs pamatīgums |
|
| Skābums ir skābes līmenis vielās. | Bāziskums attiecas uz stāvokli, kas ir bāze, kas var atbrīvot hidroksīda jonus (OH-). |
| pH | |
| Skābums izraisa zemu pH ūdens vidēs. | Bāziskums izraisa augstu pH ūdens vidē. |
| Joni | |
| Skābums norāda uz augstu ūdeņraža jonu koncentrāciju barotnē. | Bāziskums norāda uz augstu hidroksīda jonu koncentrāciju barotnē. |
| Periodiskas tendences | |
| Skābums palielinās no kreisās uz labo periodu un uz leju grupā. | Pamati samazinās no kreisās uz labo periodu un uz leju grupā. |
| Elektronegativitātes ietekme | |
| Skābums ir augsts, ja elektronegativitāte (atoma, pie kura piesaistīts ūdeņraža atoms) ir augsta. | Bāziskums ir augsts, ja elektronegativitāte (atoma, pie kura savienots hidroksīda jonu skābekļa atoms) ir zema. |
Kopsavilkums - skābums pret pamatīgumu
Skābums un bāziskums ir divi fundamentāli termini, ko lieto ķīmijā. Skābumu izraisa skābie savienojumi. Bāziskumu izraisa bāzes savienojumi. Galvenā atšķirība starp skābumu un bāziskumu ir tāda, ka skābums izraisa zemu pH līmeni, bet sārmainība - augstu pH ūdens vidē.
