Saturs

• Saturs: Atšķirība starp skābi un bāzi
• Salīdzināšanas tabula
• Kas ir skābes?
• Kas ir bāzes?
• Galvenās atšķirības
• Secinājums

Atšķirību starp skābi un bāzi var apgalvot, jo skābes ir kodīgas vielas, kurām ir spēja radīt protonu un pieņemt elektronus no citas vielas, savukārt bāzes ir kodīgas vielas, kuras spēj pieņemt protonu un dot elektronu organismam. citas vielas.

Kodīgās vielas ir gan skābes, gan bāzes. Skābes ir jonu savienojumu veids, kas disociējas ūdenī un ziedo ūdeņraža jonus (H +). Bāzes ir arī jonu savienojumu veids. Viņi arī sadalās ūdenī un apzīmē hidroksiljonu (OH-). Tas nozīmē teikt, ka skābes ir savienojumi, izšķīdināti ūdenī, iegūst šķīdumu, kura ūdeņraža jonu koncentrācija ir lielāka nekā tīrā ūdenī. Pretēji sakot, bāzes ir savienojumi, kas izšķīdināti ūdenī, rada šķīdumu, kura ūdeņraža jonu koncentrācija ir mazāka nekā tīrā ūdenī.

PH skalā skābju pH ir no 0 līdz mazāk nekā 7, bet bāzu pH ir lielāks par 7 līdz 14. Skābes var rasties jebkurā no fizikālajiem stāvokļiem, tas ir, cietām vielām, šķidrumiem vai gāzēm atkarībā no temperatūras, spiediena un citām fizikālām īpašībām. nosacījumus. Bāzes lielākoties ir cietā formā, izņemot amonjaku, kas notiek gāzveida stāvoklī. Skābes jūtas lipīgas, kamēr bāzēm ir slidena konsistence, jo tās reaģē ar mūsu roku eļļām. Skābju garša jūtas skāba, bet bāzes - rūgta. Skābe reaģē ar metāliem. Skābes pēc reakcijas rada ūdeņraža gāzi, bet bāzes reaģē ar eļļām un taukiem. Skābju stiprums ir atkarīgs no ūdeņraža jonu koncentrācijas. Jo lielāka ir ūdeņraža jonu koncentrācija, jo spēcīgākas ir skābes. Bāzu stiprība ir atkarīga no hidroksiljonu koncentrācijas. Jo lielāka ir hidroksiljonu koncentrācija, jo stiprāka ir bāze.

Skābes ir pozitīvi lādētas pozitīvi lādētu ūdeņraža jonu klātbūtnes dēļ, kamēr bāzes tām ir negatīvas, jo tajās ir OH-joni. Skābes nemaina krāsu ar fenolftaleīnu, bet bāzes padara to rozā.Skābju ķīmiskā formula sākas ar H, (ūdeņradis), piemēram, HCL (sālsskābe), H2SO4 (sērskābe). Bet šo noteikumu neievēro etiķskābe (CH3COOH), kuras ķīmiskā formula nesākas ar H. Bāzu ķīmiskā formula beidzas ar OH. Piemēram, nātrija hidroksīds (NaOH). Skābes un bāzes arī parāda reakciju ar lakmusu. Skābes maina zilo lakmusa papīru uz sarkanu, bet bāzes maina sarkano lakmusa papīru uz zilu. Gan skābes, gan bāzes var vadīt elektrību, jo brīvie joni ir savstarpēji disociēti.

Skābes izmanto sarūsējušu metālu tīrīšanai, mēslošanas līdzekļu ražošanā, kā piedevas pārtikā un dzērienos, kā elektrolītus akumulatoros un minerālu pārstrādē. Tos izmanto arī kā konservantus, kā gāzētus dzērienus ādas rūpniecībā un gatavojot sodas un garšas ēdieniem utt.

Bāzēm ir iespēja noņemt traipus, tāpēc tās izmanto trauku mazgāšanā, mazgāšanas līdzekļos, veļas mazgāšanas un krāsns tīrītājos. Tos izmanto arī medikamentos kuņģa ārstēšanai, t.i., antacīdi, padušu dezodoranti un skābju neitralizēšanai.

Saturs: Atšķirība starp skābi un bāzi

• Salīdzināšanas tabula
• Kas ir skābes?
• Kas ir bāzes?
• Galvenās atšķirības
• Secinājums

Salīdzināšanas tabula

Pamats	Skābi	Bāze
Arrhenius koncepcija	Skābes ir savienojumi, kuriem piemīt spēja ziedot H + jonus, kad tie izšķīst ūdenī.	Bāze ir viela, kas, izšķīdinot ūdenī, var absorbēt OH jonus.
Lowry Bronsted koncepcija	Skābēm ir spēja dot protonus citām vielām.	Bāzēm ir spēja pieņemt protonus no citām vielām.
Lūisa koncepcija	Vielas, kas ir elektrofīli, ir brīva orbitāla un spēja pieņemt elektronu pāri, sauc par Luisa skābēm.	Vielas, kas ir nukleofīli, kurām ir vientuļš elektronu pāris un kurām ir iespēja ziedot elektronu pāri, sauc par Lūisa bāzēm.
Reakcija ar ūdeni	Kad skābi sajauc ar ūdeni, tiek iegūts šķīdums, kura H + jonu koncentrācija ir lielāka par tīru ūdeni.	Kad bāzi sajauc ar ūdeni, iegūst šķīdumu, kura H + koncentrācija ir mazāka nekā tīra ūdens.
pH diapazons	Viņu pH ir no 0 līdz mazāk nekā 7.	Viņu pH svārstās no vairāk nekā 7 līdz 14.
Fiziskais stāvoklis	Tie var rasties jebkurā no fizikālajiem stāvokļiem, t.i., šķidrumiem, cietām vielām vai gāzēm.	Tie galvenokārt notiek cietā stāvoklī, izņemot amonjaku, kas atrodas gāzveida stāvoklī.
Reakcija ar lakmusa papīru	Viņi lakmusa papīru pārvērš sarkanā krāsā.	Viņi lakmusa papīru pārvērš zilā krāsā.
Reakcija ar fenolftaleīnu	Tie neuzrāda reakciju ar fenolftaleīnu.	Viņi fenolftaleīnu pārvērš rozā krāsā.
Ķīmiskā formula	Skābju ķīmiskā formula sākas ar H, piem. HNO3 slāpekļskābei, H2SO4 sērskābei, HCL sālsskābei.	Viņu ķīmiskā formula beidzas pie OH, piem. NaOH nātrija hidroksīdam, KOH kālija hidroksīdam un Ca (OH) 2 kalcija hidroksīdam.
Konsekvence	Skābes ir lipīgas pēc pieskāriena. Viņiem ir skāba garša.	Bāzes ir slidenas, pieskaroties. Viņiem ir rūgta garša.
Lietojumi	Skābes tiek izmantotas sarūsējušu metālu tīrīšanai, kā piedevas pārtikā un dzērienos, kā elektrolīti akumulatoros, mēslošanas un ādas rūpniecībā.	Bāzes tiek izmantotas traipu tīrītājos, roku bedru dezodoranti, mazgāšanas līdzekļi, antacīdās zāles un skābju neitralizēšanai.

Kas ir skābes?

Vārds “skābe” ir atvasināts no latīņu valodas vārda “acere”, kas nozīmē skābu. Skābe ir joniska un kodīga viela, kurai ir spēja radīt ūdeņraža jonu, pieņemt elektronu pāri vai ziedot protonu. Skābes stiprumu mēra ar H + jonu koncentrāciju. Kodīga viela ir viela, kas bojā vai iznīcina citas vielas, kas nonāk saskarē ar to. Jo lielāka ir ūdeņraža jonu koncentrācija, jo stiprāka ir skābe. Skābumu mēra pēc pH skalas. Tas svārstās no 0 līdz mazāk nekā 7. Vielas ar zemāku pH ir skābākas un otrādi.

Jonu savienojumi ir tie savienojumi, kuru lādiņš ir pozitīvs vai negatīvs. Skābes ir pozitīvi lādētas ūdeņraža jonu dēļ.

Spēcīgas skābes ir tās, kas pilnībā izkliedējas ūdenī, piem. HCL, HNO3 un H2SO4. Nedēļas skābes ir tās, kuras pilnībā neizdalās ūdenī, piem. Etiķskābe (CH3COOH).

Ģenētiski svarīgi materiāli, t.i., DNS (dezoksiribonukleīnskābe) un RNS (ribonukleīnskābe) ir arī skābes. Dzīve nav iespējama bez viņiem. Etiķis ir parasti lietota sadzīves skābe.

Kas ir bāzes?

Bāzes ir joniskas un kodīgas vielas, kuras spēj pieņemt ūdeņraža jonus, dot elektronu pāri vai pieņemt protonu no jebkuras citas vielas. Bāzu stiprību mēra ar OH jonu koncentrāciju. Jo lielāka ir OH jonu koncentrācija, jo stiprāka ir bāze. Bāzes svārstās no 7 līdz 14 pH skalā. Augsts pH norāda uz lielāku pamatnes stiprību. Bāzes ir negatīvi uzlādētas OH jonu klātbūtnes dēļ.

Spēcīgas bāzes ir tās bāzes, kuras pilnīgi disociējas ūdenī, piem. NaOH, t.i., nātrija hidroksīds un KOH, t.i., kālija hidroksīds.

Nedēļas bāzes ir tās, kuras nav pilnībā atdalītas ūdenī, piem. NH3, t.i., amonjaks. Tam nav hidroksīda jonu un tas veido nedēļas bāzi tikai izšķīdināšanai ūdenī. Citi parasti izmantojamo sadzīves bāzu piemēri ir boraks, cepamā soda un magnēzija piens (lieto kā zāles kuņģim).

Galvenās atšķirības

Galvenās atšķirības starp skābi un bāzi ir norādītas zemāk:

1. Gan skābes, gan bāzes ir kodīgas vielas. Skābei ir spēja dot ūdeņraža jonu vai protonu vai pieņemt elektronu pāri. Bāzes spēj pieņemt ūdeņraža jonu vai protonu vai dot elektronu pāri.
2. Skābēm ir skāba garša un lipīga pieskārienam. Bāzēm ir rūgta garša un tie ir slideni pieskarties.
3. Skābju ķīmiskā formula sākas ar H, piem. HCL, HNO3, kamēr bāzu gals beidzas pie OH, piem. KOH, NaOH utt.
4. Skābes pārvērš lakmusa papīru sarkanā krāsā, bet bāzes - zilā krāsā.
5. PH skalā skābju pH ir mazāks par 7, bet bāzu - virs 7.

Secinājums

Skābēm un bāzei ir galvenā nozīme ķīmijā, kā arī mūsu ikdienas dzīvē. Ir vērts par viņiem uzzināt. Iepriekš minētajā rakstā mēs apspriedām skābju un bāzu atšķirības, to fizikālās un ķīmiskās īpašības un trīs teorijas, lai izprastu to raksturu.