A) Sav-bázis elméletek
Mi a sav-bázis reakció?
A sav-bázis reakciók közös vonása, hogy bennük proton (H+) vándorol az egyik részecskéről a másikra. Történetileg két elmélet írja le ezeket — az általánosabbat ma is ezt használjuk.
Vizes oldatban a sav H+- (pontosabban oxónium-, H3O+-) iont ad le, a bázis pedig OH−-iont. Egyszerű, de csak vizes oldatra és csak az OH−-t adó bázisokra érvényes.
A sav protont (H+) leadó részecske — protondonor; a bázis protont felvevő részecske — protonakceptor. Lehet molekula vagy ion is. A protonátmenettel járó folyamat a protolitikus reakció (protolízis).
A proton (H+) vízben sosem szabadon van: azonnal megköti egy vízmolekula, és oxóniumion keletkezik belőle.
Példák
A hidrogén-klorid vízben savként viselkedik (protont ad a víznek), az ammónia bázisként (protont vesz el a víztől):
A HCl + H2O reakció gyakorlatilag teljesen végbemegy (egyirányú nyíl), az NH3 + H2O csak részlegesen — ezt jelzi az egyensúlyi nyíl (⇌).
Konjugált sav-bázis párok
Egy sav és a belőle proton leadásával keletkező bázis (illetve fordítva) — a kettő csak egyetlen protonban különbözik. A sav konjugált bázisa: sav − H+; a bázis konjugált savja: bázis + H+.
| Sav | ⇌ | Konjugált bázis |
|---|---|---|
| HCl | − H+ | Cl− |
| NH4+ | − H+ | NH3 |
| H2O | − H+ | OH− |
| H3O+ | − H+ | H2O |
| CH3COOH | − H+ | CH3COO− |
Egy protolitikus reakcióban mindig két konjugált pár szerepel. Például az ammónia és a víz reakciójában:
a két pár: (NH4+ / NH3) és (H2O / OH−). A víz itt savként szerepel (protont ad le), az ammónia bázisként (protont vesz fel).
Válassz egy protolitikus reakciót — kiemeljük a savat, a bázist, a két konjugált párt és azt, hogy hova vándorol a proton:
Amfotéria
Olyan részecske, amely savként és bázisként is tud reagálni — a reakciópartnertől függően. Erős savval szemben bázisként (protont vesz fel), erős bázissal szemben savként (protont ad le) viselkedik. Pl. a víz, a HCO3−, a HSO4−, az aminosavak és az Al(OH)3.
A víz amfotériája és autoprotolízise
A víz a legfontosabb amfoter anyag: egyik vízmolekula savként protont ad le, a másik bázisként felveszi. Ez a víz autoprotolízise (öndisszociációja):
B) Erősség és pH
A savak és bázisok erőssége és értékűsége
Az egy molekulából (képletegységből) leadható H+-, illetve OH−-ionok száma. Egyértékű: HCl, HNO3, NaOH; kétértékű: H2SO4, Ca(OH)2; háromértékű: H3PO4.
Erős és gyenge savak, bázisok
- Erős savak — vizes oldatban gyakorlatilag teljesen disszociálnak: HCl (sósav), HNO3 (salétromsav), H2SO4 (kénsav).
- Gyenge savak — csak részlegesen disszociálnak: ecetsav (CH3COOH), szénsav (H2CO3), foszforsav (H3PO4), kén-hidrogén (H2S).
- Erős bázisok — az alkálifémek hidroxidjai: NaOH, KOH.
- Gyenge bázis: az ammónia (NH3). Közepes: a kalcium-hidroxid, Ca(OH)2.
| Anyag | Sav / bázis | Erősség | Értékűség | Példa-egyenlet |
|---|---|---|---|---|
| HCl | sav | erős | egyértékű | HCl → H⁺ + Cl⁻ |
| HNO3 | sav | erős | egyértékű | HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻ |
| H2SO4 | sav | erős | kétértékű | H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO₄²⁻ |
| CH3COOH | sav | gyenge | egyértékű | CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻ |
| H3PO4 | sav | gyenge | háromértékű | H₃PO₄ ⇌ H⁺ + H₂PO₄⁻ … |
| NaOH | bázis | erős | egyértékű | NaOH → Na⁺ + OH⁻ |
| Ca(OH)2 | bázis | közepes | kétértékű | Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2 OH⁻ |
| NH3 | bázis | gyenge | egyértékű | NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ |
Savállandó (Ks) és bázisállandó (Kb), disszociációfok
A gyenge sav vízben nem disszociál teljesen, hanem egyensúlyt alkot. Erre az egyensúlyra felírható egy egyensúlyi állandó, amely mennyiségileg jellemzi a sav erősségét:
A sav, illetve a bázis erősségét jellemző egyensúlyi állandó. Minél nagyobb az értéke, annál erősebb a sav (bázis). Tájékoztató besorolás: erős ha Ks > 1; közepes ha 1 > Ks > 10−4; gyenge ha Ks < 10−4.
A disszociált és az összes (bemért) molekula anyagmennyiségének aránya: 0 ≤ α ≤ 1. Ha α = 1, a disszociáció teljes. Az α hígítással nő, és függ a koncentrációtól és a hőmérséklettől is.
Néhány tájékoztató (táblázati) érték
| Anyag | Típus | Ks / Kb (közelítő) | Erősség |
|---|---|---|---|
| HCl | sav | Ks ≫ 1 | erős |
| CH3COOH | sav | Ks ≈ 1,8·10⁻⁵ | gyenge |
| H2CO3 | sav (1. lépcső) | Ks1 ≈ 4,3·10⁻⁷ | gyenge |
| NH3 | bázis | Kb ≈ 1,8·10⁻⁵ | gyenge |
A megadott értékek közelítő, táblázati adatok (25 °C); az érettségin a függvénytáblázat tartalmazza a pontos értékeket.
A víz autoprotolízise és a vízionszorzat
A tiszta víz is — bár igen csekély mértékben — disszociál a már megismert autoprotolízissel. Erre az egyensúlyra felírható egyensúlyi állandót (a víz közel állandó koncentrációját beleolvasztva) vízionszorzatnak nevezzük:
Ez az összefüggés minden vizes oldatban érvényes: ha az egyik ion koncentrációja nő, a másiké annyival csökken, hogy a szorzatuk 10−14 maradjon. Ezért elég csak az egyik ion koncentrációját ismerni — a másik már adódik belőle.
pH és kémhatás
Mivel a koncentrációk hatványkitevői (10−1 … 10−14) kényelmetlenül kicsik, Sørensen 1909-ben bevezette a pH fogalmát — az oxóniumion-koncentráció negatív tízes alapú logaritmusát:
pH = −lg[H3O+] (Sørensen, 1909), és hasonlóan pOH = −lg[OH−]. A vízionszorzatból (Kv = 10−14) következik, hogy 25 °C-on pH + pOH = 14.
| Kémhatás | pH | Ionkoncentrációk (25 °C) |
|---|---|---|
| Savas | pH < 7 | [H₃O⁺] > 10⁻⁷ > [OH⁻] |
| Semleges | pH = 7 | [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ |
| Lúgos | pH > 7 | [H₃O⁺] < 10⁻⁷ < [OH⁻] |
Mozgasd a csúszkát (vagy kattints a gombokra), és nézd meg, hogyan változik a kémhatás, az ionkoncentrációk nagyságrendje és egy hétköznapi példa:
C) Reakciók a gyakorlatban
Sav-bázis indikátorok
Olyan (jellemzően gyenge sav vagy gyenge bázis természetű) festék, amely a kémhatástól függően megváltoztatja a színét — mert a sav- és a bázisformája más színű. Az átcsapási tartomány az indikátorra jellemző pH-szakasz.
| Indikátor | Savas közegben | Semleges | Lúgos közegben |
|---|---|---|---|
| Lakmusz | piros | ibolya | kék |
| Fenolftalein | színtelen | színtelen | lilásvörös (pink) |
| Metilnarancs | piros | — | sárga |
| Univerzál indikátor | folytonos színskála a pH függvényében (a pH-papír is ezen alapul) | ||
| Növényi indikátor | pl. a vöröskáposzta leve — savban piros, lúgban zöldeskék | ||
Válassz indikátort, és nézd meg, milyen színt mutat savas, semleges és lúgos közegben:
Közömbösítés és semlegesítés
Sav és bázis reakciója, amelyben só és víz keletkezik. A folyamat lényegét megadó ionegyenlet (az oldatban tényleg lejátszódó protonátmenet):
Például a sósav és a nátrium-hidroxid reakciója: HCl + NaOH → NaCl + H2O — a NaCl a só, a víz a másik termék.
A közömbösítésnek az a speciális esete, amikor a végeredmény semleges (pH = 7) — ez erős sav és erős bázis sztöchiometrikus (egyenértékű) reakciójakor következik be.
Oxidok mint sav- és bázisképzők
- Fém-oxid + sav → só + víz (a fém-oxid bázikus jellegű):
- Nemfém-oxid + lúg → só + víz (a nemfém-oxid savas jellegű):
Sav-bázis titrálás
Ismeretlen koncentrációjú oldat pontos meghatározása ismert koncentrációjú mérőoldattal. A reakció végpontját (az egyenértékpontot, ekvivalenciapontot) indikátor színváltása vagy pH-mérő jelzi. A mérőoldatot pontosan adagolható eszközből, a bürettából csorgatjuk.
Sók hidrolízise
A só valamelyik ionja a vízzel sav-bázis reakcióba lép, ezért a só vizes oldatának kémhatása nem feltétlenül semleges. A gyenge savból származó anion bázisként, a gyenge bázisból származó kation savként viselkedhet a vízzel szemben.
Példák a két irányra:
A szabály: a képző sav és bázis erőssége dönt
| A sót képező sav + bázis | Eredő kémhatás | Példák |
|---|---|---|
| erős sav + erős bázis | semleges | NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ |
| gyenge sav + erős bázis | lúgos | Na₂CO₃, CH₃COONa, K₂S |
| erős sav + gyenge bázis | savas | NH₄Cl, AlCl₃, Fe(NO₃)₃ |
| gyenge sav + gyenge bázis | a Ks/Kb viszonya dönt | pl. CH₃COONH₄ (≈ semleges) |
Válassz egy sót, és nézd meg, milyen savból és bázisból „származik", és ennek megfelelően milyen a vizes oldatának kémhatása:
Pufferoldatok (kitekintés)
Gyenge sav és sója (vagy gyenge bázis és sója) elegye, amely tompítja a pH-változást, ha sav vagy lúg kerül bele. A felesleges H3O+-t és OH−-t a puffer komponensei lekötik, így a pH közel állandó marad. Pl. az ecetsav–acetát puffer (CH3COOH / CH3COO−).
- Hogyan működik? Sav hozzáadásakor a só anionja (pl. CH3COO−) köti meg a protont; lúg hozzáadásakor a gyenge sav (CH3COOH) ad le protont — így a [H3O+] alig változik.
- A szervezetben: a vér pH-ját (≈ 7,4) elsősorban a hidrogén-karbonát-puffer (H2CO3 / HCO3−) tartja állandó értéken.