Sav-Bázis Reakció

Minden a Sav-Bázis Reakcióról.

Sav-Bázis Reakciók
/hétköznapi életben/
savas és lúgos kémhatású anyagok környezetünkben

SAVAS:
Ecet( pH= 2,3 ),
tehéntej( pH= 6,4 ),
paradicsomlé( pH= 4,2) ,
citrom,
esővíz(általában)

LÚGOS:
Szódabikarbóna-oldat,
Szalakáli oldat( pH= 8,3 ),
vér,
hypo

                                                                                                                                                               

/kémiai értelmezés/ 

vízhez képesti savasság lúgosság 

A sav-bázis reakciók lényege a bázisok hidroxidionjainak (OH−) és a savak hidrogénionjainak (H+) vízképzési reakciója.

H+ + OH− ⇌ H2O
Víz dinamikus egyensúlya.

((Ezt az értelmezést Svante Arrhenius 1883-ban megjelent doktori disszertációjában ismertette először. Kortársai egy része fenntartással fogadta az oldatokban létező ionokba vetett hitét. Wilhelm Ostwald a rigai egyetem professzora volt az, aki felismerte az arrheniusi elméletben rejlő lehetőségeket, és kísérleteivel be is bizonyította azok létjogosultságát.))

                                                                            

proton leadás/felvétel 

((Johannes Nicolaus Bronsted 1923-ban egy új sav-bázis elmélettel állt elő, melyet 1928-ban Thomas Martin Lowry továbbfejlesztett. Az elmélet egyszerű és összetett sav-bázis rendszereket különböztet meg.))

Egyszerű sav-bázis rendszer: sav az a molekula vagy ion, amely protont ad le, és bázis az amelyik protont vesz fel.

Sav → Bázis− + H+

Az elmélet magyarázatot ad oldószerekben lezajló sav-bázis reakciókra is. Például a sósav (HCl) vízben való oldásánál a HCl molekula tekinthető savnak, a vízmolekula pedig a bázisnak:

   HCl + H2O ⇌  H3O++ Cl−

((Ennek az elméletnek a jelentőségét az is növeli, hogy nem csak vizes közegre, hanem más – proton tartalmú –oldószeres reakciókra is alkalmazható.)) 

                                                                         

Lewis-féle sav-bázis elmélet

A Lewis-féle sav-bázis elmélet az elektronpároknak a kialakuló kötésben való eredete alapján tárgyalja a savakat és bázisokat.

Lewis szerint sav az az anyag, ami elektronpár-akceptor, vagyis elektronpár felvételére képes. A bázisok pedig elektronpár-donorok (elektronpár leadására képesek).

((A Lewis-elmélet a komplexkémiai reakciók megmagyarázására jól használható, a fémionok Lewis-féle savak, a ligandumok (akik az elektronpárt adják a datív kötésbe) pedig a Lewis-féle bázisok.))

Lewis sav: elektronpár-akceptor

Lewis-bázis: elektronpár-donor

pl. H+   +    :OH-      =       HOH

:NH3   +  H2O      =       NH4+   +  OH-

((Általánosabban használható, mint a Brønsted-Lowry-féle sav-bázis elmélet))

 

                                                                    

A Lewis-féle sav-bázis elmélet Pearson-féle értelmezése

(Hard-Soft elmélet)(1963)

• kemény (hard) savak és bázisok, ill. lágy (soft) savak és bázisok
  
  A kemény savak tulajdonságai:

  Kis méret

  Nagy pozitív töltés

  Kis polarizálhatóság

  Erősen protonkedvelő részecskékhez (kemény bázisokhoz) kapcsolódik szívesen

  A kemény bázisok tulajdonságai:

  Kis méret

  Nagy elektronegativitás

  Kis polarizálhatóság

  Nehezen oxidálhatóak 

  A lágy savak tulajdonságai:

  Nagy méret

  Kis pozitív töltés

  Nagy polarizálhatóság

  Gyengén protonkedvelő részecskékhez (lágy bázisokhoz) kapcsolódik szívesen

  A lágy bázisok tulajdonságai:

  Nagy méret

  Kisebb elektronegativitás

  Nagyobb polarizálhatóság

  Könnyen oxidálhatóak 

                                                                               

  Egyéb sav-bázis elméletek
  

   
  

  ((A Lux-féle elmélet magas hőmérsékleten (olvadékfázisban) végbemenő reakciók magyarázatát adja meg: a savak oxidion (O2−) akceptorok, míg a bázisok oxidion donorok.))

  Példa:

  CaO + SiO2 → CaSiO3

  BÁZIS SAV. 

  ((Usanovich továbbfejlesztette a Lewis-féle elméletet, elmélete szerint a savak kationdonorok, elektron-, ill. anionakceptorok, míg a bázisok anion-, ill. elektrondonorok, és kationakceptorok.)) 

                                                                                                                                                           
  Sav-bázis reakciók

  Protonátadással járó, ún. protolitikus reakciókat sav-bázis reakcióknak nevezzük. Azokat a molekulákat, ionokat, amelyek a protont leadják savaknak, amelyek felveszik, bázisoknak nevezzük.

  Azokat a vegyületeket nevezzük savnak, amelyek vízzel szemben savként viselkednek. Az erős savak egymással szemben már viselkedhetnek bázisként. Az erősebb sav a gyengébbnek átadhatja a protonját. 

                                                                                                                                                           
  Indikátorok

  Indikátorok: Olyan anyagok, melyek színváltozással reagálnak a

   kémhatás- illetve a pH megváltozására, ugyanis ezzel egyidejűleg

   a szerkezetük is változik. 
  
  Természetes indikátorok: 
  A természetben található sok festékanyag közül vannak olyanok, amelyek színe állandó, viszont vannak olyanok, amelyek nem , mert bizonyos körülmény hatására ( akát már napsütésre is ) megváltozik a színük. Ezen kívül savas és lúgos hatásra is történhet változás. Ezen színváltozás a sejtnedv pH értékének megváltozása miatt alakul ki. A legtöbb természetes indikátor ezen az elven működik.
  

  

  A vöröskáposzta leve különböző pH értékű oldatokban
  

  

  A szőlőlé is használható indikátorként..

  
  

  Mesterséges indikátorok :Azovegyületek
  (diazo - benzolszármazékok)

  

  Az Azovegyületek általános képlete

  Főbb képviselői 

  • metilnarancs
  • metilvörös
  • dimetil - sárga
  • tropeolin

  Trifenilmetán vegyületek

  (ftalein - származékok)

  

  Az Ftalein vagy Trifenilmetán festékek általános képlete

  2 típusuk létezik:
  1; Ftaleinek         R = COOH
  2; Szulfoftaleinek   R = SO3H

  Főbb képviselőik
  Ftaleinek

  • fenolftalein
  • krezolftalein
  • timolftalein

  Szulfoftaleinek 

  • fenolvörös
  • timolkék
  • brómfenolkék

  
  

  Néhány mesterséges indikátor átcsapási pH - és színtartománya

  
  

  
  

  • Metilibolya – átcsapási pH tartománya: 0,1-1,5 ; átcsapási színtartománya: sárga-ibolya
  • Metilnarancs – átcsapási pH tartománya: 3,1-4,4 ; átcsapási színtartománya: vörös-narancs
  • Metilvörös – átcsapási pH tartománya: 4,4-6,2 ; átcsapási színtartománya: vörös-sárga
  • Lakmusz – átcsapási pH tartománya: 5,0-8,0 ; átcsapási színtartománya: vörös-kék
  • Fenolftalein – átcsapási pH tartománya: 8,2-10,0 ; átcsapási színtartománya: színtelen-vörös

  
  

  
   

                                                                                                                                                           

  
  Tipikus sav-bázis reakciók

  Az eső természetes savassága és a savas eső 

  Természetes savasság:
  
  

  H2O + CO2 → H2CO3

  H2O + H2CO3 HCO3-  + H3O+
  
  pH ≈ 5, mészkő, vízkő képződése:

  
  

  H2CO3 + CaCO3        2HCO3- + Ca2+(aq) 

  
  

  Savas eső:
  

  SO2 + H2O   =   H2SO3

  SO2 + O3 = SO3 + O2

  SO3 + H2O  = H2SO4

  2NO2   + 2H2O = HNO2 + HNO3