A Sav-Bázis Reakciók
- Bevezetés
A sav-bázis reakciók alapvető szerepet játszanak a kémiai reakciók széles körében, beleértve az ipari, biológiai és környezeti rendszereket is. A savak és bázisok közötti reakciók a protonok (H⁺) átvitelén alapulnak, és számos elmélet létezik a savak és bázisok viselkedésének magyarázatára. Ezen kívül a sav-bázis reakciók során képződött sók vizes oldatainak kémhatása is fontos szempont a reakciók megértésében.
- Sav-bázis elméletek
2.1. Arrhenius elmélet
Svante Arrhenius 1887-ben dolgozta ki az első, egyszerűbb sav-bázis elméletet. Az Arrhenius elmélet szerint:
Sav: Olyan anyag, amely vízben hidrogéniont (H⁺) vagy protont képez.
Bázis: Olyan anyag, amely vízben hidroxidiont (OH⁻) képez.
Ez az elmélet jól alkalmazható vizes oldatokra, de nem magyarázza meg a nem vizes oldatokban zajló sav-bázis reakciókat.
2.2. Brønsted-Lowry elmélet
A Brønsted-Lowry elmélet (1923) általánosabb, mivel nem korlátozódik vízre. E szerint:
Sav: Olyan anyag, amely képes hidrogéniont (H⁺) leadni.
Bázis: Olyan anyag, amely képes hidrogéniont (H⁺) felvenni.
Ez az elmélet lehetővé teszi a sav-bázis reakciók értelmezését vízen kívüli oldószerekben is.
2.3. Lewis elmélet
A Lewis elmélet (1923) elektronikus szinten magyarázza a sav-bázis reakciókat:
Sav: Olyan anyag, amely képes elektronpárt felvenni.
Bázis: Olyan anyag, amely képes elektronpárt adni.
Ez az elmélet szélesebb körben alkalmazható, mivel nemcsak protonok, hanem elektronok átvitelén alapuló reakciókat is figyelembe vesz.
- Savak és bázisok értékűsége
A savak és bázisok értékűsége azt jelenti, hogy egy adott sav vagy bázis hány hidrogéniont (H⁺) vagy hidroxidiont (OH⁻) képes leadni vagy felvenni a reakció során.
3.1. Savak értékűsége
Egyértékű sav: Olyan sav, amely egyetlen hidrogéniont képes leadni (pl. HCl, HNO₃).
Kétértékű sav: Olyan sav, amely két hidrogéniont képes leadni (pl. H₂SO₄).
Többértékű sav: Olyan sav, amely több mint két hidrogéniont képes leadni (pl. H₃PO₄).
3.2. Bázisok értékűsége
Egyértékű bázis: Olyan bázis, amely egy hidroxidiont képes leadni (pl. NaOH, KOH).
Többértékű bázis: Olyan bázis, amely több hidroxidiont képes leadni (pl. Ca(OH)₂, Ba(OH)₂).
A savak és bázisok értékűsége befolyásolja a reakciók során képződő anyagok mennyiségét és a reakciók irányát.
- A vizes oldatok kémhatása (pH)
A pH a vizes oldatok savasságát vagy lúgosságát mérő skála. A pH értéke a következő egyenlettel számolható ki:
pH=−log[H+/ OH⁻]cc
Savanyú oldatok: pH < 7, a H⁺ koncentrációja magasabb.
Semleges oldat: pH = 7, a H⁺ és a OH⁻ koncentrációja megegyezik.
Lúgos oldatok: pH > 7, az OH⁻ koncentrációja magasabb.
A pH változása a sav-bázis reakciók során kulcsszerepet játszik, mivel a savak és bázisok koncentrációja befolyásolja a pH értéket, így a kémhatást is.
- A sav-bázis reakciók és a képződött sók vizes oldatának kémhatása
A sav-bázis reakciók során só, és víz képződik, amely előbbi, vizes oldatban is disszociál. A sók kémhatását a sóban lévő ionok (akár a savból, akár a bázisból származó) határozzák meg.
5.1. Semleges sók
Ha a sav és a bázis erős, valamint, ha a sav és a bázis is gyenge akkor a képződött só semleges oldatot ad, mivel a disszociált ionok nem befolyásolják a pH-t. Például:
HCl (sav)+NaOH (bázis)→NaCl (só)+H2O
A NaCl vizes oldata semleges, pH = 7, mivel a Na⁺ és Cl⁻ ionok nem befolyásolják a pH-t.
5.2. Savanyú sók
Ha az erős sav gyenge bázissal reagál, akkor a képződött só savas (savanyú) oldatot ad. Például:
HCl (sav)+NH₃ (bázis)→NH₄Cl (só)
Az NH₄Cl vizes oldata savas kémhatású, mivel az NH₄⁺ ionok protonokat adhatnak le:
NH₄+→NH₃+ H⁺ (proton=hidrogén ion)
Ez növeli a H⁺ koncentrációt, így csökkenti a pH-t.
5.3. Lúgos sók
Ha a gyenge sav erős bázissal reagál, akkor a képződött só lúgos oldatot ad. Például:
CH₃COOH (sav)+NaOH (bázis)→CH₃COONa (só)+H2O
A CH₃COONa vizes oldata lúgos kémhatású, mivel az acetátion (CH₃COO⁻) képes felvenni egy protont a vízből:
CH₃COO−+H2O→CH₃COOH+OH−
Ez növeli az OH⁻ koncentrációt, így a pH emelkedik.