Περιεχόμενο
- TL · DR (Πολύ μακρύ;
- Εξέλιξη ορισμών
- Η κλίμακα pH
- Η γεύση των οξέων και των βάσεων
- Βάσεις αισθάνονται λιπαρά, τα οξέα κάνουν το αέριο
- Η δοκιμασία Litmus
Τα οξέα και οι βάσεις είναι ενώσεις με ένα κοινό πράγμα σημαντικό: Όταν τα βυθίζετε σε λύση, απελευθερώνουν ελεύθερα ιόντα. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το οποίο είναι το πιο κοινό, ο παραδοσιακός τρόπος διαφοροποίησης τους είναι ότι ένα οξύ απελευθερώνει θετικό υδρογόνο (Η+) ενώ μια βάση απελευθερώνει αρνητικό υδροξείδιο (ΟΗ-). Οι χημικοί μετριάζουν τη δύναμη ενός οξέος ή βάσης με το pH του, που είναι ένας όρος που αναφέρεται στην "ισχύ του υδρογόνου". Το μέσον της κλίμακας pH είναι ουδέτερο. Οι ενώσεις με ένα pH χαμηλότερο από την τιμή του μεσαίου σημείου είναι όξινες, ενώ εκείνες με υψηλότερη τιμή είναι βασικές ή αλκαλικές.
TL · DR (Πολύ μακρύ;
Τα οξέα δοκιμάζουν ξινή, ενώ οι βάσεις πικρίζουν. Ένα οξύ αντιδρά με μέταλλα για να παράγει φυσαλίδες αερίου υδρογόνου ενώ μια βάση αισθάνεται ελαστική στην αφή. Τα οξέα μετατρέπονται σε μπλε λαμπερό χαρτί κόκκινο, ενώ οι βάσεις μετατρέπονται σε κόκκινο χαρτί λακκούβας.
Εξέλιξη ορισμών
Η θεωρία μιας όξινης ή βασικής ένωσης ως εκείνης που απελευθερώνει ιόντα υδρογόνου ή υδροξειδίου αντίστοιχα εισήχθη από τον σουηδικό χημικό Svante Arrhenius το 1884. Η θεωρία Arrhenius εξηγεί γενικά πώς συμπεριφέρονται τα οξέα και οι βάσεις στο διάλυμα και γιατί συνδυάζονται για να σχηματίσουν άλατα, δεν εξηγεί γιατί ορισμένες ενώσεις που δεν περιέχουν ιόντα υδροξειδίου, όπως αμμωνία, μπορούν να σχηματίσουν βάσεις σε διάλυμα.
Η θεωρία Brønsted-Lowry, που εισήχθη το 1923 από τους χημικούς Johannes Nicolaus Brønsted και Thomas Martin Lowry, το διορθώνει ορίζοντας τα οξέα ως δότες πρωτονίων και βάσεις ως δέκτες πρωτονίων. Αυτός είναι ο ορισμός που οι χημικοί συχνά βασίζονται στην ανάλυση υδατικών λύσεων.
Μια τρίτη θεωρία, που εισήχθη από τον χημικό του Berkeley G.N. Ο Lewis, επίσης το 1923, θεωρεί οξέα ως δέκτες ηλεκτρονίων και βάσεις ως δότες ηλεκτρονίων ζεύγους. Η θεωρία του Lewis έχει το πλεονέκτημα να συμπεριλαμβάνει ενώσεις που δεν περιέχουν καθόλου υδρογόνο, επομένως παρατείνει τον κατάλογο των αντιδράσεων οξέος-βάσης.
Η κλίμακα pH
Η κλίμακα του ρΗ αναφέρεται στη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου σε διάλυμα με βάση το νερό. Ο αρνητικός λογάριθμος της συγκέντρωσης ιόντων υδρογόνου: pH = -log. Η κλίμακα κυμαίνεται από 0 έως 14 και η τιμή 7 είναι ουδέτερη. Καθώς η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου αυξάνεται, το pH γίνεται μικρότερο, έτσι οι τιμές μεταξύ 0 και 7 δείχνουν οξέα, ενώ οι τιμές από 7 έως 14 είναι βασικές. Πολύ υψηλές και πολύ χαμηλές τιμές του pH υποδεικνύουν επικίνδυνα διαβρωτικά διαλύματα.
Η γεύση των οξέων και των βάσεων
Εάν συγκρίνατε τη γεύση ενός όξινου διαλύματος με ένα βασικό - το οποίο δεν είναι ενδεδειγμένο αν το pH είναι πολύ υψηλό ή πολύ χαμηλό - θα διαπιστώσετε ότι ένα όξινο διάλυμα έχει γεύση ξινό ενώ ένα βασικό γεύση πικρά. Η ξινή γεύση στα εσπεριδοειδή οφείλεται στο κιτρικό οξύ που περιέχουν, το ξύδι είναι ξινό γιατί περιέχει οξικό οξύ και το ξινόγαλο είναι υψηλό σε γαλακτικό οξύ. Το αλκαλικό μεταλλικό νερό, από την άλλη πλευρά, έχει μια ήπια αλλά αισθητά πικρή γεύση.
Βάσεις αισθάνονται λιπαρά, τα οξέα κάνουν το αέριο
Όταν ένα αλκαλικό διάλυμα όπως αμμωνία και νερό συνδυάζεται με λιπαρά οξέα, το κάνει σαπούνι. Αυτό συμβαίνει σε μικρή κλίμακα όταν τρέχετε μια βασική λύση μεταξύ των δακτύλων σας. Η λύση αισθάνεται ολισθηρή ή slimy στην αφή, επειδή το αλκαλικό διάλυμα συνδυάζεται με τα λιπαρά οξέα στα δάχτυλά σας.
Μια όξινη λύση δεν αισθάνεται slimy, αλλά θα κάνει φυσαλίδες εάν βυθίζετε μέταλλο σε αυτό. Τα ιόντα υδρογόνου αντιδρούν με το μέταλλο για να παράγουν αέριο υδρογόνο, το οποίο φυσαλώνει στην κορυφή του διαλύματος και διαλύεται.
Η δοκιμασία Litmus
Η παλαιά δοκιμή για τα οξέα και τις βάσεις, το χαρτί λακκούβας είναι το διηθητικό χαρτί που έχει υποστεί επεξεργασία με βαφές κατασκευασμένες από λειχήνες. Ένα οξύ μετατρέπει το μπλε λαμπερό χαρτί σε κόκκινο χρώμα, ενώ μια βάση μετατρέπει το κόκκινο χαρτί λακκούβας σε μπλε χρώμα. Η δοκιμή λακκούβας λειτουργεί καλύτερα εάν το pH είναι κάτω από 4.5 ή μεγαλύτερο 8.3.