Galvenā atšķirība - sārmainība pret pamatīgumu
Abi termini “sārmainība” un “pamatīgums” ir diezgan mulsinoši. Lielākā daļa cilvēku zina, ka starp šiem diviem parametriem pastāv atšķirība, taču tikai daži no viņiem spēj to pareizi definēt. Galvenā atšķirība starp šiem diviem terminiem ir vislabāk izskaidrojama to definīcijās. Bāziskums ir pasākums, kas tieši atkarīgs no pH skalas, un sārmainība ir tas, cik daudz skābes nepieciešams, lai pazeminātu pH līmeni nozīmīgā skābes vērtībā; to sauc arī par ūdens tilpuma buferspēju. Citiem vārdiem sakot, bāzes šķīdumu pH vērtība svārstās no 7 līdz 14; kur šķīdumi ar augstu pH vērtību ir vairāk pamata. Abām ir vairākas definīcijas, taču vispārējā ideja ir līdzīga.
Kas ir sārmainība?
Sārmainība ir viens no vissvarīgākajiem parametriem ūdens ķermeņos, un tas ir ļoti nepieciešams ūdens organismiem. Sārmainība nosaka ūdenstilpju spēju neitralizēt skābes un bāzes. Citiem vārdiem sakot, tā ir ūdens tilpuma buferspēja, lai uzturētu pH vērtību diezgan stabilā vērtībā. Ūdens, kas satur bikarbonātus (HCO 3 -), karbonātus (CO 3 2-) un hidroksīdus (OH -), ir labs buferis; tie var apvienoties ar H + joniem ūdenī, lai paaugstinātu ūdens pH līmeni (kļūst bāziskāks). Ja sārmainība ir pārāk zema (bufera spēja ir zema), jebkura ūdenstilpnei pievienotā skābe pazemina tā pH līmeni līdz augstākai skābes vērtībai.
Kas ir pamatīgums?
Bāziskums ir bāzu īpašība, ko mēra pH skalā. Bāzes ir savienojumi, kuru pH pārsniedz 7; no pH = 8 (mazāk bāzisks) līdz pH = 18 (vairāk bāzisks). Savienojuma pamatīgumu var definēt trīs dažādos veidos. Saskaņā ar Arrhenius teoriju bāzes ir vielas, kas disociējas ūdens vidē, ražojot OH - jonus. Bronsteda-Lovija teorijā protonu akceptorus sauc par bāzēm. Saskaņā ar Luisa teoriju elektronu pāra donoru sauc par bāzi. Bāziskums ir stiprības jonizācija OH - jonu ražošanai, spēja pieņemt protonus vai spēja ziedot elektronus.
Tomass Martīns Lovijs - Bronsteda – Lovija teorija
Kāda ir atšķirība starp sārmainību un pamatīgumu?
Sārmainības un bāziskuma definīcija:
Sārmainība: pastāv vairākas definīcijas.
Sārmainība ir izšķīdušo vielu skābes neitralizēšanas spēja ūdens paraugā, mērot miliekvivalentos litrā.
Titrējamo karbonātu un nekarbonātu ķīmisko sugu summa filtrētā ūdens paraugā.
Ūdens spēja neitralizēt skābes šķīdumu.
Ūdens buferspēja saglabāt diezgan stabilu pH līmeni, nemainot tā pH vērtību, ja tiek pievienota skābe.
Bāziskums: skābuma un bāziskuma definēšanai tiek izmantotas trīs teorijas.
Arrenhius: Bāzes ir sugas, kas jonizē, lai iegūtu OH - ūdenī. Bāziskums palielinās, jo tie vairāk jonizē, dodot OH - ūdenī.
Bronsted-Lowry: Protonu (H +) akceptorus sauc par bāzēm.
Luiss: Elektronu pāra donorus sauc par bāzēm.
Faktori, kas ietekmē sārmainību un pamatīgumu:
Sārmainība: sārmainība nav atkarīga no pH vērtības; ūdenstilpēm var būt vai nu zemāka (ļoti skāba), vai augstāka (bāzes) pH vērtība ar augstāku sārmainības vērtību. Sārmainību nosaka vairāki faktori, piemēram, ieži, augsne, sāļi un noteiktas rūpnieciskas darbības (notekūdeņi, kas satur ziepes, un mazgāšanas līdzekļi ir sārmaini), ko rada cilvēks. Piemēram, apgabalos, kur kaļķakmens (CaCO 3) ir ievērojami pieejams, var būt vairāk sārmaina ūdens.
Pamatīgums: faktori, kas ietekmē savienojuma pamatīgumu, atšķiras atkarībā no pamatīguma definīcijas. Piemēram, bāzes elektronu pāra pieejamība ir atkarīga no trim faktoriem.
Elektronegativitāte: CH3-> NH2-> HO-> F-
Apsverot periodiskās tabulas tajā pašā rindā esošos atomus, viselektronegatīvākajam atomam ir augstāka pamatība.
Izmērs: F-> Cl-> Br-> I-
Apsverot periodiskās tabulas rindu, jo lielākajam atomam ir mazāks elektronu blīvums un tas ir mazāk pamata.
Rezonanse: RO-> RCO 2-
Molekulas ar lielāku rezonanses struktūru ir mazāk pamata, jo mazāka elektronu pieejamība nekā lokalizēts negatīvs lādiņš.
Attēla pieklājība:
1. Plumbago “WOA05 GLODAP pd ALK AYool” - pašu darbs. [CC BY-SA 3.0], izmantojot Commons
2. Anonīmā “Thomas Martin Lowry2” - Faraday Soc. Nekrologs. (1936). [Public Domain], izmantojot Commons
