Säuren und Basen

EIN Acid ist eine Substanz, die Ionen von freisetzen kann Wasserstoff (H.⁺) in einer Lösung. Eine Säure wird jedoch auch als Substanz angesehen, die ein Elektronenpaar aufnehmen kann.

Bezug nehmen zu Base, Dies wird als eine Substanz angesehen, die Ionen von dissoziieren kann Hydroxid (OH^-) in einer Lösung. Darüber hinaus werden auch Substanzen in Betracht gezogen, die ein Elektronenpaar abgeben können..

Sowohl Säuren als auch Basen können anhand ihrer Position auf der pH-Skala identifiziert werden. Bei Säuren haben diese einen Wert unter 7, während Basen (alkalisch) einen Wert über 7 haben.

	Acid	Base
Definition	Eine Säure ist eine Substanz, die Wasserstoffionen H freisetzen kann+ in Lösung.	Eine Base ist eine Substanz, die OH-Hydroxidionen dissoziieren kann- in einer Lösung.
Arrhenius-Theorie	Es ist eine Substanz, die Wasserstoffionen H freisetzt+ in wässriger Lösung.	Es ist eine Substanz, die ein Hydroxidanion OH dissoziiert- in einem wässrigen Medium.
Brønsted-Lowry-Theorie	Sie sind Substanzen mit der Fähigkeit, Protonen abzugeben oder abzugeben (Wasserstoffatome ohne ihr negatives Elektron: H.+).	Es ist eine Substanz, die Protonen aufnehmen kann (H.+) in Lösung.
Lewis-Theorie	Es ist eine Substanz, die ein Elektronenpaar aufnehmen kann.	Es ist eine Substanz, die Elektronen spenden oder abgeben kann.
Eigenschaften	Sie reagieren mit einigen Metallen. Sie sind elektrische Stromleiter. Sie haben einen sauren Geschmack (zum Beispiel Zitrone). Sie ändern die Farbe von Lackmuspapier von blau nach rot. Sie können organisches Gewebe zerstören. Sie reagieren mit Basen und produzieren Wasser und Salz.	Sie reagieren nicht mit Metallen. In Lösung leiten sie elektrischen Strom. Sie haben einen bitteren Geschmack (Seife wie Chlor oder Bleichmittel). Sie ändern die Farbe von Lackmuspapier von rot nach blau. In Lösung fühlen sie sich rutschig an. Sie reagieren mit Säuren und produzieren Wasser und Salz.
PH-Level	Weniger als 7.	Größer als 7.
Beispiele	Zitronen, Orangen und Tomaten. Essig und Wein.	Magnesia-Milch. Zahnpasta. Bleichmittel, Seife und andere Reinigungsmittel. Natriumbicarbonat.

Was ist eine Säure??

Eine Säure ist eine Substanz, die Wasserstoffionen in einer Lösung freisetzen kann. Darüber hinaus wird eine Verbindung, die ein Elektronenpaar aufnehmen kann, auch als Säure angesehen..

Das Wort "Säure" kommt aus dem Lateinischen acidus, Dies bedeutet "sauer" oder "scharf" und bezieht sich auf den unangenehmen Geschmack bestimmter Substanzen (z. B. Essig)..

Starke und schwache Säuren

Säuren können als stark oder schwach angesehen werden, je nachdem, wie sie in einem wässrigen Medium dissoziieren, dh je nach Menge der Wasserstoffionen, die sie in einer Lösung freisetzen.

Eine Säure ist stark Wenn es leicht ionisiert werden kann, dh die überwiegende Mehrheit seiner Wasserstoffionen oder Protonen wird in Lösung abgegeben. Diese Säuren sind stark ätzend und gute elektrische Leiter..

Beispiele für starke Säuren sind Schwefelsäure H._zweiSW₄, Bromwasserstoffsäure (HBr) und Salzsäure (HCl).

Im Gegensatz dazu Säuren schwach Sie setzen keine große Menge an Wasserstoffionen frei und sind weniger ätzend als starke Säuren. Beispiele für schwache Säuren sind Kohlensäure (H._zweiCO₃) und Acetylsalicylsäure (C.₉H.₈ODER₄).

Eigenschaften von Säuren

• Sie sind in Wasser gut löslich.
• Sie reagieren mit einigen Metallen.
• Sie fungieren als Leiter des elektrischen Stroms.
• Sie haben einen sauren Geschmack (zum Beispiel Zitrone).
• Sie ändern die Farbe von Lackmuspapier von blau nach rot.
• Sie können organisches Gewebe zerstören.
• Sie reagieren mit Basen und produzieren Wasser und Salz.
• Säure-Base-Reaktionen sind exotherm (sie setzen Wärme frei).

Beispiele für Säuren im Alltag

• Ascorbinsäure (Vitamin C).
• Zitronensäure, präsentieren einige Früchte.
• Essigsäure (Essig und Wein).
• Milchsäure, die während anaerober Übungen produziert wird.
• Acetylsalicylsäure (Aspirin).
• Salzsäure (Magensaft).
• Schwefelsäure.

Entdecken Sie andere Eigenschaften von Säuren und Basen.

Was ist eine Basis??

Eine Basis ist a Substanz, die Hydroxidionen dissoziieren kann in einer Lösung mit einem pH-Wert von mehr als 7. Eine Substanz, die ein Elektronenpaar abgeben kann, wird ebenfalls als Base betrachtet und umfasst alle alkalischen Lösungen.

Das Wort "Basis" kommt aus dem Griechischen Basis und bedeutet "gehen" oder "gehen", während "alkalisch" aus dem Lateinischen kommt Alkali, was wiederum kommt aus dem Arabischen Al-Qali, y bedeutet "Asche", insbesondere aus verbranntem Holz.

Starke und schwache Basen

Starke Basen ionisieren vollständig und geben ihre Hydroxidionen an die Lösung ab. Beispiele für starke Basen sind Lithiumhydroxid (LiOH), Kaliumhydroxid (KOH) und Natriumhydroxid (NaOH)..

Die schwachen Basen dissoziieren teilweise. Beispiele für schwache Basen sind Ammoniak (NH₃) und Natriumbicarbonat (NaHCO₃).

Eigenschaften der Basen

• Sie reagieren nicht mit Metallen.
• In Lösung leiten sie elektrischen Strom.
• Sie haben einen bitteren Geschmack (Seife, wie Chlor / Bleichmittel).
• Sie ändern die Farbe von Lackmuspapier von rot nach blau.
• In Lösung fühlen sie sich rutschig an.
• Sie reagieren mit Säuren und produzieren Wasser und Salz.
• Säure-Base-Reaktionen sind exotherm (sie setzen Wärme frei).
• Ihr pH-Wert ist größer als 7.

Beispiele für Grundlagen im Alltag

• Magnesiumhydroxid (Magnesia-Milch).
• Natriumhypochlorit (Bleichmittel, Chlor).
• Backpulver Backpulver).
• Natriumtetraborat (Borax).
• Ammoniak.
• Natriumhydroxid (Ätznatron).

Weitere Beispiele für Säuren und Basen finden Sie hier.

Theorien über Säuren und Basen

In der Vergangenheit wurden diese Substanzen auf der Grundlage ihrer Eigenschaften und Wechselwirkungen mit anderen Elementen untersucht. Es gibt verschiedene Theorien, die diese Phänomene erklären und die immer noch in Kraft sind..

Einige der bekanntesten und im Folgenden vorgestellten sind die Säure-Base-Theorie von Arrhenius (abgeleitet von seiner Theorie der elektrolytischen Dissoziation) von 1887, die Säure-Base-Theorie von Brønsted-Lowry (die den Begriff der konjugierten Säure darstellt) -Basenpaare) von 1923 und die Lewis-Theorie (in der der Empfang und die Abgabe von Elektronen von grundlegender Bedeutung ist).

Arrhenius-Säure- und Basentheorie

Laut dem schwedischen Chemiker Svante August Arrhenius (1859-1927) ist eine Säure eine Substanz, die Wasserstoffionen H freisetzt⁺ in einer wässrigen Lösung (Wasser).

In der Theorie von elektrolytische Dissoziation von Arrhenius (1887) sind Säuren Verbindungen, die Wasserstoff enthalten und die, wenn sie in a gelöst sind wässriges Medium, setzen Wasserstoffionen (Protonen) oder Hydronium (H) frei₃ODER⁺ Protonen umgeben von Wassermolekülen). In diesem Fall können Elektrolyte (Anionen oder Kationen) elektrische Ladungen leiten..

Die Base ist ihrerseits eine Substanz, die ein negativ geladenes Ionen (Anion) hydroxid (OH) dissoziiert^-) in einem wässrigen Medium.

Die Arrhenius-Definition hat die Einschränkung, dass sie weder Reaktionen berücksichtigt, bei denen keine wässrige Lösung vorhanden ist, noch solche basischen Verbindungen, die kein Hydroxid freisetzen.

Beispiel für Arrhenius-Säure und -Base

Säure: Salzsäure oder HCl → CI^-(aq) + H.⁺(aq)

Base: Natriumhydroxid oder NaOH → Na⁺(aq) + OH^-(aq)

Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie

Der dänische Wissenschaftler Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) und der englische Wissenschaftler Thomas Martin Lowry (1874-1936) veröffentlichten Studien (1923), in denen Säuren als spendenfähige Substanzen definiert werden geben Protonen (Wasserstoffionen H.⁺ ohne ihr negatives Elektron) zu einem anderen, der sie akzeptieren muss. Was die Base betrifft, so ist dies eine Substanz, die dazu in der Lage ist Protonen akzeptieren (H.⁺) in Lösung.

Innerhalb dieser Theorie sind Säuren nicht auf die Auflösung in Wasser beschränkt, sondern auch andere Lösungsmittel.

Somit erweitert diese Definition die von Arrhenius vorgestellte, bei der eine Säure auf eine Substanz beschränkt war, die Wasserstoffionen in einem wässrigen Medium freisetzt. Das heißt, eine Säure ist eine Substanz, die Protonen an eine andere Substanz abgibt, während eine Base sie von einer anderen Substanz akzeptiert..

Säure-Base-Paar konjugieren

Mit der Brønsted-Lowry-Theorie wird der Begriff der konjugierten Säure-Base-Paare durch einen Protonentransfer eingeführt, bei dem die Säure sie spendet und die Base sie akzeptiert. In diesem Fall koexistieren Säure und Base, da eine Säure nur in Gegenwart einer Base wirken kann und umgekehrt..

Wenn eine Säure ein Proton spendet, wird diese Säure genannt konjugierte Base. Das gleiche passiert im Gegenteil, wenn eine Base ein Proton erhält. Diese Basis ist bekannt als konjugierte Säure.

Dies geschieht, weil die Säure durch Abgabe eines Protons, dh einer Substanz, die ein Proton aufnehmen kann, zu einer konjugierten Base wird. Wenn die Base ein Proton akzeptiert, wird sie zu einer Substanz, die ein Proton abgeben kann.

Neutralisierungsreaktion

Eine Neutralisationsreaktion tritt auf, wenn eine Säure und eine Base produzieren Wasser und ein Salz.

Beispiel für eine Brønsted-Lowry-Säure-Base-Reaktion

Salzsäure und Ammoniak::

HCl (ist die Säure) + NH₃ (ist die Basis) ⇋ NH₄⁺ (ist die konjugierte Säure) + Cl^- (ist die konjugierte Base)

Lewis-Säure-Base-Theorie

Der amerikanische Wissenschaftler Gilbert Lewis (1875-1946) schlug eine Theorie auf derselben Höhe (1923) vor, in der die Brønsted-Lowry-Theorie vorgestellt wurde. Für diesen Wissenschaftler ist eine Säure eine Substanz, die dazu in der Lage ist akzeptieren ein Paar Elektronen.

Diese Definition von Säure umfasst alle Brønsted-Lowry-Säuren, da Wasserstoffionen (Protonen) Elektronenrezeptoren sind, und umfasst viele andere Substanzen, die keinen Wasserstoff enthalten..

In der Lewis-Theorie sind Basen Substanzen, die dazu in der Lage sind spenden ein Paar Elektronen.

Durch die Einbeziehung von Brønsted-Lowry-Säuren und -Basen (Protonendonoren bzw. -rezeptoren) werden in der Lewis-Theorie auch Arrhenius-Säuren und -Basen (Wasserstoff- und Hydroxidionen, die in einem wässrigen Medium reagieren) einbezogen..

Beispiel für eine Lewis-Säure-Base-Reaktion

Ammoniak und Bortrifluorid:

BF₃ (ist die Säure) + NH₃ (ist die Basis) → H.₃N - BF₃

Kennen Sie auch den Unterschied zwischen organischen und anorganischen Verbindungen.

pH-Skala

PH ist der Wasserstoffpotential einer Lösung, die 1909 vom dänischen Wissenschaftler Søren Peder Lauritz Sørensen (1868-1939) entwickelt wurde. Sie gibt die Konzentration von Wasserstoffionen in einer Substanz an. Um diese Konzentration darzustellen, wird eine Skala verwendet, die den Grad der Alkalität oder des Säuregehalts einer Lösung angibt.

Diese Skala wird von 0 bis 14 quantifiziert. Substanzen mit einem Gehalt von weniger als 7 gelten als sauer, während Substanzen mit einem Gehalt von mehr als 7 als Basen (alkalisch) gelten..

PH-Skala: pH = -log₁₀ [H.⁺]]

Jede Bewegung von einem Punkt zum anderen auf der Skala ist logarithmisch, was bedeutet, dass ein Schritt den Säuregehalt / die Basizität in Bezug auf den Schritt unmittelbar darunter oder darüber zehnmal erhöht oder verringert. Das heißt, wenn der Säuregehalt von Essig pH 3 beträgt, ist der Säuregehalt von Zitronensaft bei einem pH-Wert von 2 10-mal höher.

Wasser hat einen pH-Wert im Bereich von 6,5 bis 8,5, wobei der pH-Wert des reines Wasser ist 7 (was als neutral angesehen wird). Wenn Wasser einen pH-Wert von weniger als 6,5 hat, kann es giftige Metalle in seiner Zusammensetzung haben, die ätzend und sauer sind. Wenn sein pH-Wert höher als 8,5 ist, spricht man von hartem Wasser, basischer oder alkalischer, mit einer höheren Anwesenheit von Magnesium und Carbonaten.

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