Skābes un bāzes termini un definīcijas

Ir vairākas skābju un bāzes. Kaut arī šīs definīcijas nav pretrunā viena otrai, tās tomēr atšķiras atkarībā no tā, cik iekļaujošas tās ir. Visizplatītākās skābju un bāzu definīcijas ir Arrhenius skābes un bāzes, Brønsted-Lowry skābes un bāzes un Lūisa skābes un bāzes. Antuāns Lavoisjērs, Humphry Davy un Justus Liebig arī veica novērojumus attiecībā uz skābēm un bāzēm, bet neformalizēja definīcijas.

Arrhenius teorija par skābēm un bāzes radās 1884. gadā, balstoties uz viņa novērojumu, ka sāļi, piemēram, nātrija hlorīds, sadalās tajā, ko viņš sauca joni ievietojot ūdenī.

• skābes rada H⁺ joni ūdens šķīdumos
• bāzes rada OH^- joni ūdens šķīdumos
• nepieciešamais ūdens, tāpēc atļauj tikai ūdens šķīdumiem
• ir atļautas tikai protiskās skābes; kas nepieciešami ūdeņraža jonu ražošanai
• ir atļautas tikai hidroksīda bāzes

Brønsted vai Brønsted-Lowry teorija skābes bāzes reakcijas apraksta kā skābi, kas atbrīvo protonu, un bāzi, kas pieņem

• skābes ir protonu donori
• bāzes ir protonu akceptori
• pieļaujami ūdens šķīdumi
• papildus hidroksīdiem ir pieļaujamas arī bāzes
• atļautas tikai protiskās skābes

Lūisa skābju un bāzu teorija ir vismazāk ierobežojošais modelis. Tas vispār nenodarbojas ar protoniem, bet attiecas tikai uz elektronu pāriem.

• skābes ir elektronu pāra akceptori
• bāzes ir elektronu pāra donori
• vismazāk ierobežo skābes bāzes definīcijas

Roberts Boils aprakstīja skābes un bāzes 1661. gadā. Šīs īpašības var izmantot, lai viegli atšķirtu divas ķīmiskās vielas, neveicot sarežģītus testus:

• garšo skābi (negaršo viņiem!) - vārds “skābe” nāk no latīņu valodas acere, kas nozīmē “skābs”
• skābes ir kodīgas
• skābes maina lakmusu (zilu dārzeņu krāsu) no zila uz sarkanu
• to ūdens (ūdens) šķīdumi vada elektrisko strāvu (ir elektrolīti)
• reaģē ar bāzēm, veidojot sāļus un ūdeni
• attīstīties ūdeņraža gāze (H₂) pēc reakcijas ar aktīvo metālu (piemēram, sārmu metāliem, sārmzemju metāliem, cinku, alumīniju)

Parastās skābes

• citronskābe (no dažiem augļiem un veggies, jo īpaši citrusaugļiem)
• askorbīnskābe (C vitamīns, tāpat kā no dažiem augļiem)
• etiķis (5% etiķskābe)
• ogļskābe (bezalkoholisko dzērienu gāzēšanai)
• pienskābe (paniņās)

• garša rūgta (negaršo viņiem!)
• jūties slidens vai ziepains (patvaļīgi nepieskaries viņiem!)
• bāzes nemaina lakmusa krāsu; tie var sarkanā (paskābinātā) lakmusā atkal kļūt zilā krāsā
• to ūdens (ūdens) šķīdumi vada elektrisko strāvu (ir elektrolīti)
• reaģē ar skābēm, veidojot sāļus un ūdeni

Kopējās bāzes

• mazgāšanas līdzekļi
• ziepes
• sārms (NaOH)
• mājsaimniecības amonjaks (ūdens)

skābju un bāzu stiprība ir atkarīgs no viņu spējas ūdenī atdalīties vai joniem sadalīties. Spēcīga skābe vai spēcīga bāze pilnībā disociējas (piemēram, HCl vai NaOH), savukārt vāja skābe vai vāja bāze tikai daļēji disociē (piemēram, etiķskābe).

Skābes disociācijas konstante un bāzes disociācijas konstante norāda skābes vai bāzes relatīvo stiprību. Skābes disociācijas konstante K_a ir līdzsvara konstante skābes bāzes disociācijas:

HA + H₂O ⇆ A^- + H₃O⁺

kur HA ir skābe un A^- ir konjugāta bāze.

K_a = [A^-] [H₃O⁺] / [HA] [H₂O]

To izmanto, lai aprēķinātu pK_a, logaritmiskā konstante:

lpp_a = - žurnāls₁₀ K_a

Jo lielāks pK_a vērtība, jo mazāka ir skābes disociācija un jo vājāka ir skābe. Spēcīgām skābēm ir pK_a mazāks par -2.