Galvenā atšķirība: skābes un bāzes ir divu veidu kodīgas vielas. Jebkura viela ar pH vērtību no 0 līdz 7 tiek uzskatīta par skābu, bet pH vērtība no 7 līdz 14 ir pamats. Skābes ir jonu savienojumi, kas sadalās ūdenī, veidojot ūdeņraža jonu (H +). Jonu savienojumi ir savienojums ar pozitīvu vai negatīvu lādiņu. Bāzes, no otras puses, ir jonu savienojumi, kas sadalās, veidojot negatīvi lādētu hidroksīda jonu (OH-) ūdenī.
Visiem ķīmiskiem savienojumiem ir pH vērtība. PH skala ir no 0 līdz 14. Tas ir ūdeņraža jonu koncentrācijas mērījums šķīdumā. Jebkura viela virs neitrālā pH tiek uzskatīta par pamatu, bet jebkura viela, kas ir zem neitrālā pH, tiek uzskatīta par skābi. Neitrāls pH ir tīra ūdens pH, ti, 7. Tāpēc jebkura viela ar pH vērtību no 0 līdz 7 tiek uzskatīta par skābu, bet pH vērtība no 7 līdz 14 ir bāze.
Skābes ir jonu savienojumi, kas sadalās ūdenī, veidojot ūdeņraža jonu (H +). Jonu savienojumi ir savienojums ar pozitīvu vai negatīvu lādiņu. Bāzes, no otras puses, ir jonu savienojumi, kas sadalās, veidojot negatīvi lādētu hidroksīda jonu (OH-) ūdenī. Skābes vai bāzes stiprību nosaka, pamatojoties uz to, cik daudz no to attiecīgajiem joniem atbrīvojas; jo vairāk jonu, jo spēcīgāki tie ir.
Turklāt, ja ir apvienotas tādas pašas stiprības skābes un bāzes, tās mēdz radīt sāli un ūdeni. Piemēram: HCl (skābe) + NaOh (bāze) = NaCl (sadzīves sāls) + H2O (ūdens)
Skābju raksturojums:
- nogaršojiet skābu, kad tie ir ēdami
- var pieskarties ādai, kad tie ir pieskarties
- var korozēt (vai ēst prom) metālus un ādu
- var izmantot kā reaģentu elektrolīzes laikā, pateicoties mobilajiem joniem
- pagrieziet zilo litmus papīru sarkanā krāsā
- tiek pētītas ķīmijā un bioloģijā
- pagrieziet sarkanu vai oranžu uz universālā indikatora
Skābes var iedalīt:
- Spēcīgas skābes - visizplatītākās ir sērskābe, slāpekļskābe un sālsskābe (attiecīgi H2SO4, HNO3 un HCl).
- Dažas koncentrētas vājas skābes, piemēram, skudrskābe un etiķskābe
- Spēcīgas Lewis skābes, piemēram, bezūdens alumīnija hlorīds un bora trifluorīds
- Lewis skābes ar specifisku reaktivitāti, piemēram, cinka hlorīda šķīdumi
- Ļoti spēcīgas skābes (superacīdi)
- Rūgta garša (pret skābu skābu garšu)
- Slimy vai ziepju sajūta uz pirkstiem
- Daudzas bāzes reaģē ar skābēm un nogulsnē sāļus.
- Spēcīgas bāzes var reaģēt ar skābēm. Skābju noplūdi var droši neitralizēt, izmantojot vieglu pamatni.
- Bāzes sarkanā lakmusa papīrā zilā krāsā
- Bāzes ir vielas, kas satur metāla oksīdus vai hidroksīdus
- Bāzes, kas šķīst ūdenī, ir sārmi (šķīstošās bāzes)
Bāzes var iedalīt:
- Caustikas vai sārmi, piemēram, nātrija hidroksīds (NaOH) un kālija hidroksīds (KOH)
- Sārmu metāli metāliskā formā (piem., Nātrija elementi) un sārmu un sārmu metālu hidrīdi, piemēram, nātrija hidrīds, darbojas kā spēcīgas bāzes un hidrāti, lai iegūtu caustiku.
- Ļoti spēcīgas bāzes (superbāzes), piemēram, alkoksīdi, metālu amīdi (piemēram, nātrija amīds) un organometāliskās bāzes, piemēram, butililitijs
- Dažas koncentrētas vājas bāzes, piemēram, bezūdens amonjaka vai koncentrētā šķīdumā
Skābe | Bāze | |
Arrhenius definīcija | Skābe ir jebkurš ķīmisks savienojums, kas, izšķīdinot ūdenī, dod šķīdumu ar ūdeņraža jonu aktivitāti, kas ir lielāka nekā tīrā ūdenī. | Bāze ir ūdens viela, kas var pieņemt ūdeņraža jonus. |
Bronstead Lowry definīcija | Skābe ir viela, kas ziedo protonu. | Bāze ir jebkura viela, kas pieņem protonu. |
pH vērtība | Mazāk par 7, 0 | Lielāks par 7, 0 |
Litmusa papīrs | Zils lakmusa papīrs kļūst sarkans | sarkans lakmusa papīrs kļūst zils |
Fenolftaleīns | Paliek bezkrāsains | Padara šķīdumu rozā |
Disociācija (ūdenī) | Skābes atbrīvo ūdeņraža jonus (H +), sajaucot ar ūdeni. | Brīvā hidroksīda jonus (OH-), sajaucot ar ūdeni, iegūst. |
Ķīmiskā formula | Skābei ir ķīmiska formula ar H sākumā. Piemēram, HCl (sālsskābe). Ir viens izņēmums no viņa noteikuma, CH3COOH = etiķskābe (etiķis). | Bāzei ir ķīmiskā formula ar OH beigās. Piemēram, NaOH (nātrija hidroksīds). |
