Savak Arrhenius-Ostwald-féle elmélete

Savak definíciója (Arrhenius-Ostwald-féle elmélet)

• A savak olyan vegyületek, amelyek hidrogénionokra és savmaradék ionokra disszociálnak.
• Példa reakció: HA ⇄ H+ + A-

Példák szervetlen savakra

• Sósav (HCl) disszociációja: HCl ⇄ H+ + Cl-
• Salétromsav (HNO3) disszociációja: HNO3 ⇄ H+ + NO3- (nitrátion)
• Kénsav (H2SO4) disszociációja: H2SO4 ⇄ H+ + HSO4- ; HSO4- ⇄ H+ + SO42- (szulfátion)
• Szénsav (H2CO3) disszociációja: H2CO3 ⇄ H+ + HCO3- ; HCO3- ⇄ H+ + CO32- (karbonátion)
• Foszforsav (H3PO4) disszociációja: H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4- ; H2PO4- ⇄ H+ + HPO42- ; HPO42- ⇄ H+ + PO43- (foszfátion)

Példák szerves savakra

• Hangyasav (karbonsavak közé tartozik): Karboxil atomcsoportot (COOH) tartalmaz.
• Ecetsav (karbonsavak közé tartozik): Karboxil atomcsoportot (COOH) tartalmaz.

Savak csoportosítása az Arrhenius-Ostwald szerint

• Az alapján, hogy mennyi H+ iont bocsát a vízbe:
• Egyértékű savak: egy H+ iont bocsátanak ki (pl. sósav, salétromsav, ecetsav, hangyasav).
• Kétértékű savak: két H+ iont bocsátanak ki (pl. kénsav, szénsav, kovasav, oxálsav).
• Háromértékű savak: három H+ iont bocsátanak ki (pl. foszforsav).
• A savak erőssége nem függ az értékűségtől (hány H+ iont bocsát ki).
• Az erősséget a disszociáció foka határozza meg
• A disszociáció foka (α) a disszociált molekulák számának és az összes molekula számának hányadosa, értéke ≤ 1.
• Példa a sósavra:
• Erős sav, szinte 100%-ban disszociál.
• 100 sósavmolekulából kb. 99 disszociál, így 99 H+ és 99 Cl- ion keletkezik.
• A disszociáció foka: α = 99/100 = 0,99
• Példa a szénsavra:
• Gyenge sav, alacsony disszociációs fokkal.
• 100 szénsavmolekulából kb. 5 disszociál.
• A disszociáció foka: α = 5/100 = 0,05
• A foszforsav közepesen erős sav, 100 molekulából kb. 40 disszociál, a disszociáció foka 0,4.

Bázisok definíciója (Arrhenius-Ostwald-féle elmélet)

• Bázisok olyan vegyületek, melyek fémekből és OH- (hidroxid-) atomcsoportokból állnak.
• Példa reakció: BOH ⇄ B+ + OH-

Példák bázisokra és disszociációjukra vízben

• Nátrium-hidroxid (NaOH): NaOH ⇄ Na+ + OH-
• Ammónium-hidroxid (NH4OH): NH4OH ⇄ NH4+ + OH-
• Kálium-hidroxid (KOH): KOH ⇄ K+ + OH-
• Kálcium-hidroxid (Ca(OH)2): Ca(OH)2 ⇄ Ca2+ + 2OH-
• Magnézium-hidroxid (Mg(OH)2): Mg(OH)2 ⇄ Mg2+ + 2OH-
• Alumínium-hidroxid (Al(OH)3): Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OH-
• Vas(III)-hidroxid (Fe(OH)3): Fe(OH)3 ⇄ Fe3+ + 3OH-
• Vas(II)-hidroxid (Fe(OH)2): Fe(OH)2 ⇄ Fe2+ + 2OH-

A lúgok csoportosítása az Arrhenius-Ostwald szerint

• Az alapján, hogy az adott bázis mennyi OH- iont bocsát a vízbe:
• Egyértékű lúgok: egy OH- iont bocsátanak ki (pl. nátrium-hidroxid, ammónium-hidroxid, kálium-hidroxid).
• Kétértékű lúgok: két OH- iont bocsátanak ki (pl. vas(II)-hidroxid, magnézium-hidroxid, kálcium-hidroxid).
• Háromértékű lúgok: három OH- iont bocsátanak ki (pl. vas(III)-hidroxid, alumínium-hidroxid).
• A lúgok erősségét a disszociáció foka szabja meg
• A disszociáció foka a disszociált molekulák számának és az összes molekula számának a hányadosa.
• Erős lúg: nátrium-hidroxid (NaOH) és kálium-hidroxid (KOH).
• Középerős lúg: kálcium-hidroxid (Ca(OH)2).
• Gyenge lúg: ammónium-hidroxid (NH4OH).
• A lúgok csoportosítása vízben való oldhatóság szerint:
• Vízben jól oldódó lúgok: NaOH, KOH, Ca(OH)2, NH4OH
• Vízben rosszul oldódó lúgok: Mg(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3

Brönsted-féle sav-bázis elmélet

• A savak protont (H+ iont) képesek vizes oldatba bocsátani
• A bázisok protont képesek felvenni.
• Példa a szénsav (H2CO3) és a víz reakciójára:
• A szénsav protont ad le (sav1), a víz protont vesz fel (bázis2), egyensúlyban hidroxonium-ion (sav2) és hidrogénkarbonát-ion (bázis1) keletkezik: H2CO3 + H2O ⇄ H3O+ + HCO3-
• Példa a hidrogén-karbonát (HCO3-) reakciójára a vízzel:
• A hidrogén-karbonát protont ad le (sav1), a víz protont vesz fel (bázis2), egyensúlyban hidroxonium-ion (sav2) és karbonát-ion (bázis1) keletkezik: HCO3- + H2O ⇄ H3O+ + CO32-
• Egy adott anyag viselkedése (savként vagy bázisként) a körülményektől függ.
• A sav-bázis rendszer szorosan összefügg
• Sav nem fordulhat elő bázis nélkül, és bázis sem sav nélkül.
• Brönsted elmélete nincs ellentmondásban az Arrhenius-Ostwald elmélettel.
• A Brönsted szerinti sav az Arrhenius szerint is sav, és a Brönsted szerinti bázis az Arrhenius szerint is bázis.
• A Brönsted elmélet azokat a vegyületeket is besorolja, amelyeket az Arrhenius elmélet nem.
• A víz a fenti reakcióegyenletek szerint bázis, mivel képes protont felvenni, ugyanakkor savként is viselkedhet
• A víz esetében is a körülmények döntik el, hogy savként vagy bázisként viselkedik.
• NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH-. Itt az NH3 bázisként viselkedik
• NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+. Itt az NH4+ savként viselkedik

Sók

• Savak és lúgok reakciója során keletkeznek.
• A sóképződés egy cserebomlási folyamat, egy semlegesítési folyamat.
• A sósav és nátrium-hidroxid reakciója konyhasót és vizet eredményez: HCl + NaOH → NaCl + H2O
• A sók fématomból és savmaradékból álló vegyületek, kivéve azokat, ahol a fémet ammónium atomcsoport helyettesíti.
• A savmaradék a H+ iontól megfosztott savat jelenti.

Pufferek

• A hidrogénkarbonát-ion (HCO3-) savként és bázisként is viselkedhet.
• Reakciók:
• HCO3- + H+ → H2CO3
• HCO3- + OH- → CO32- + H2O
• A hidrogénkarbonát-ionok kompenzálják a külső pH-eltoló hatásokat.
• A pufferek feladata a pH stabilizálása külső behatásokkal szemben.
• A hidrogénkarbonát a magyarországi vizek természetes puffer-rendszere.
• A puffer-rendszerek mesterségesen is létrehozhatók.
• Kétkomponensű rendszerek: gyenge savból vagy gyenge bázisból és sóból állnak.
• Kétféle puffert ismerünk:
• Gyenge sav és az erős bázissal alkotott sójának együttese
• Gyenge lúg és az erős savval alkotott sójának együttese
• Ecetsav (CH3 - COOH) mint gyenge sav és nátrium-acetát (CH3 - COONa) mint erős bázissal alkotott só elegye:
• A só disszociál: CH3 – COONa → CH3 – COO- + Na+
• Savas hatásra: CH3 – COO- + Na+ + H+ → CH3 – COOH + Na+ (az acetát ion „befogja” a H+ iont)
• Lúgos hatásra: CH3 – COOH + OH- → CH3 – COO- + H2O (az ecetsav acetát-ionra és hidrogén-ionra disszociál)

Természetes pufferek: Karbonátos alapkőzetek

• A karbonátos alapkőzetek miatt a vizekben (tavakban, folyókban) jelentős mennyiségű hidrogénkarbonát-ion (HCO3-) található.
• Ez a természetes puffer rendszer kompenzálni tudja egy ideig a külső hatásokat és a pH csökkenést.
• A pufferoló hatás reakciói:
• HCO3- + H+ ⇄ H2CO3
• HCO3- + OH- ⇄ CO32- + H2O
• Savas hatás esetén a reakció eltolódik a H2CO3 irányába.

Szén-dioxid - szénsav - hidrogén-karbonát - karbonát rendszer egyensúlya

• A levegőben lévő CO2 képes beoldódni a vízbe
• A reakció mértéke a gáz parciális nyomásától függ: CO2 + H2O ⇄ H2CO3
• A vízben lévő szénsav egyensúlyban tartja a hidrogén-karbonát (HCO3-) és a karbonát (CO32-) koncentrációját a pH-tól függően.
• A pH-tól való függés:
  • pH ≤ 4,5: a vízben csak CO2 és H2CO3 van jelen.
  • 4,5 ≤ pH ≤ 8,3: a vízben CO2, H2CO3 és HCO3- van jelen.
  • pH ≥ 8,3: a vízben csak HCO3- és CO32- van jelen, a szabad CO2 és H2CO3 megszűnik.