Galvenā atšķirība - skābums pret bāziskumu
Savienojumu skābums un bāziskums norāda uz pH. Vides skābumu izraisa skābie savienojumi, kas var atbrīvot ūdeņraža jonus (H+), kā rezultātā šajā vidē ir zems pH. Vides bāziskumu izraisa bāzes savienojumi, kas var atbrīvot hidroksīda jonus (OH–), kā rezultātā šajā vidē ir augsts pH līmenis. Galvenā atšķirība starp skābumu un bāziskumu ir tāda, ka skābums izraisa zemu pH, bet bāziskums izraisa augstu pH līmeni ūdens vidē.
Kas ir skābums?
Skābums ir skābes līmenis vielās. Ūdeņraža jonu koncentrācija (H+) ir galvenais parametrs, ko izmanto skābuma noteikšanai. Ūdeņraža jonu koncentrāciju izsaka kā pH vērtību. pH ir ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvais logaritms. Tādējādi, augstāka ūdeņraža jonu koncentrācija, zemāks pH. Zema pH vērtība norāda uz augstāku skābumu.
Pēc vielu skābuma izšķir divu veidu skābes kā stiprās skābes un vājās skābes. Spēcīgas skābes izraisa augstāku skābuma līmeni ūdens vidē, bet vājas skābes rada zemu skābumu. Spēcīgas skābes var pilnībā sadalīties jonos, atbrīvojot visus iespējamos ūdeņraža jonus (H+). Turpretim vāja skābe daļēji disociējas, atbrīvojot tikai dažus ūdeņraža jonus. Skābes var arī klasificēt kā monoprotiskas skābes un poliprotiskas skābes; monoprotiskās skābes atbrīvo vienu ūdeņraža jonu katrā molekulā, turpretim poliprotiskās skābes atbrīvo vairāk ūdeņraža jonu uz vienu molekulu.
Skābju skābumu nosaka skābes pKa. pKa ir Ka negatīvais logaritms. Ka ir šķīduma skābes disociācijas konstante. Tas ir kvantitatīvs skābes stipruma mērījums šķīdumā (vai skābumā). Jo zemāks pKa, jo stiprāka ir skābe. Jo augstāks pKa, jo vājāka ir skābe.
01. attēls: citronu sulai ir augsts skābums
Ķīmisko elementu skābuma periodiskās tendences pamatā ir atkarīgas no to elektronegativitātes vērtībām. Ķīmisko elementu elektronegativitāte palielinās no perioda kreisās puses uz labo. Ja atoma elektronegativitāte ir lielāka, tas var ļoti viegli stabilizēt uz tā esošo negatīvo atomu, jo tam ir lielāka afinitāte pret elektroniem. Tāpēc ūdeņraža joni, kas saistīti ar augstiem elektronnegatīviem atomiem, tiek atbrīvoti viegli nekā zemi elektronnegatīvi atomi, kā rezultātā palielinās skābums. Periodiskajā tabulā ejot uz leju, skābums palielinās. Tas ir tāpēc, ka atomu lielums palielinās grupā. Lieli atomi var stabilizēt uz tiem esošos negatīvos lādiņus (pēc lādiņa sadalījuma); līdz ar to var viegli atbrīvot ūdeņraža jonu, kas saistīts ar lielu atomu.
Kas ir Basicity?
Vielas bāziskums ir ūdeņraža atomu skaits, ko konkrētā skābē var aizstāt ar bāzi. Citiem vārdiem sakot, savienojuma bāziskums ir ūdeņraža jonu skaits, kas var pilnībā reaģēt ar hidroksīda joniem, ko izdala bāze.
Attēls 02: Hidroksīda jonu ķīmiskā struktūra
Faktori, kas var ietekmēt savienojuma bāziskumu, ir uzskaitīti tālāk.
- Elektronegativitāte
- Atomu rādiuss
- Formālās maksas
Atoma elektronegativitāte attiecas uz tā afinitāti pret elektroniem. Atoms ar augstu elektronegativitāti var piesaistīt elektronus, salīdzinot ar zemiem elektronegatīviem atomiem. Jo augstāka elektronegativitāte, jo zemāka bāziskums. Lai atbrīvotu hidroksīda jonu, skābekļa atomam ir pilnībā jāpiesaista saites elektroni starp skābekļa atomu un pārējo molekulu (skābekļa atomam hidroksīda grupā jābūt elektronnegatīvākam nekā otram atomam, ar kuru tas ir saistīts). Piemēram: ja ROH bāziskums ir augsts, R elektronegativitāte ir mazāka nekā skābekļa atoma.
03. attēls. Ziepes ir vājas bāzes, kas veidojas taukskābju reakcijā ar nātrija hidroksīdu vai kālija hidroksīdu.
Atomu rādiuss ir vēl viens faktors, kas ietekmē savienojuma bāziskumu. Ja atoma rādiuss ir mazs, šī atoma elektronu blīvums ir augsts. Tādējādi hidroksīda jonu var viegli atbrīvot. Tad šī savienojuma bāziskums ir salīdzinoši augsts.
Formālās maksas parasti ir pozitīvas vai negatīvas lādiņas. Pozitīvs formālais lādiņš norāda uz mazāku elektronu blīvumu. Tādējādi hidroksīda jons nevar pilnībā piesaistīt saites elektronus. Tad to nevar viegli atbrīvot (hidroksīda jons), kas norāda uz zemāku bāziskumu. Turpretim negatīvs formālais lādiņš izraisa lielāku bāziskumu.
Kāda ir atšķirība starp skābumu un bāziskumu?
Skābums pret bāziskumu |
|
| Skābums ir skābes līmenis vielās. | Bāziskums attiecas uz bāzes stāvokli, kas var atbrīvot hidroksīda jonus (OH-). |
| pH | |
| Skābums izraisa zemu pH ūdens vidē. | Bāziskums izraisa augstu pH līmeni ūdens vidē. |
| Joni | |
| Skābums norāda uz augstu ūdeņraža jonu koncentrāciju vidē. | Bāziskums norāda uz augstu hidroksīda jonu koncentrāciju vidē. |
| Periodiskas tendences | |
| Skābums palielinās par periodu no kreisās uz labo pusi un par grupu uz leju. | Pamatīgums samazinās no kreisās uz labo pusi par punktu un par grupu uz leju. |
| Elektronegativitātes efekts | |
| Skābums ir augsts, ja elektronegativitāte (atomam, ar kuru ir saistīts ūdeņraža atoms) ir augsta. | Bāzitāte ir augsta, ja elektronegativitāte (atomam, ar kuru ir saistīts hidroksīda jona skābekļa atoms) ir zema. |
Kopsavilkums - skābums pret bāziskumu
Skābums un bāziskums ir divi ķīmijā lietotie pamatjēdzieni. Skābumu izraisa skābie savienojumi. Bāzitāti izraisa bāzes savienojumi. Galvenā atšķirība starp skābumu un bāziskumu ir tāda, ka skābums izraisa zemu pH, bet bāziskums izraisa augstu pH ūdens vidē.
