Peamine erinevus - happesus vs aluselisus
Ühendite happesus ja aluselisus on pH näitajad. Keskkonna happesuse põhjustavad happelised ühendid, mis võivad vabastada vesinikioone (H +), mille tulemuseks on selle keskkonna madal pH. Keskkonna aluselisuse põhjustavad aluselised ühendid, mis võivad vabastada hüdroksiidi ioone (OH -), mille tulemuseks on selles keskkonnas kõrge pH. Peamine erinevus happesuse ja aluselisuse vahel on see, et happesus põhjustab madalat pH-taset, samas kui aluselisus põhjustab vesikeskkonnas kõrget pH-d.
SISU
1. Ülevaade ja põhierinevus
2. Mis on happesus
3. Mis on põhisus
4. Võrdlus kõrvuti - happesus vs põhisus tabelina
5. Kokkuvõte
Mis on happesus?
Happesus on ainete happe tase. Vesinikuioonide kontsentratsioon (H +) on peamine happesuse määramiseks kasutatav parameeter. Vesinikioonide kontsentratsiooni väljendatakse pH väärtusena. pH on vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne logaritm. Seega, madalam vesinikioonide kontsentratsioon, alandab pH-d. Madal pH väärtus näitab kõrgemat happesust.
Ainete happesuse järgi on kahte tüüpi happeid tugevate ja nõrkade hapetena. Tugevad happed põhjustavad vesikeskkonnas kõrgemat happesuse taset, nõrgad happed aga madalat happesust. Tugevad happed võivad täielikult ioonideks dissotsieeruda, vabastades kõik võimalikud vesinikioonid (H +). Seevastu nõrk hape osaliselt dissotsieerub, vabastades ainult mõned vesinikuioonid. Happeid võib liigitada ka monoprootiliste ja polüprootiliste hapete hulka; monoprootilised happed eraldavad ühe vesiniku iooni molekuli kohta, polüprootilised happed aga rohkem molekuli vesiniku ioone.
Hapete happesus määratakse happe pKa järgi. pKa on Ka negatiivne logaritm. Ka on lahuse happe dissotsiatsioonikonstant. See on happe lahuses (või happesuses) sisalduse kvantitatiivne mõõtmine. Langetage pKa, seda tugevam on hape. Mida suurem on pKa, seda nõrgem on hape.
Joonis 01: sidrunimahl on kõrge happesusega
Keemiliste elementide happelisuse perioodilised suundumused sõltuvad põhimõtteliselt nende elektronegatiivsuse väärtustest. Keemiliste elementide elektronegatiivsus suureneb perioodi vasakult paremale. Kui aatomi elektronegatiivsus on suurem, võib see selle negatiivse aatomi väga kergesti stabiliseerida, kuna sellel on suurem afiinsus elektronide suhtes. Seetõttu vabanevad kõrgete elektronegatiivsete aatomitega seotud vesinikioonid kergesti kui madalate elektronegatiivsete aatomitega, mille tulemuseks on suurem happesus. Perioodilisustabelis rühma langedes happesus suureneb. Seda seetõttu, et aatomite suurus suureneb rühmas. Suured aatomid võivad nende negatiivseid laenguid stabiliseerida (laengujaotuse abil); seega võib suure aatomiga seotud vesinikioon kergesti vabaneda.
Mis on põhilisus?
Aine aluselisus on vesinikuaatomite arv, mis on asendatav alusega konkreetses happes. Teisisõnu on ühendi aluselisus vesinikioonide arv, mis suudab täielikult reageerida aluse eraldatud hüdroksiidioonidega.
Joonis 02: Hüdroksiidi iooni keemiline struktuur
Allpool on loetletud tegurid, mis võivad mõjutada ühendi aluselisust.
- Elektronegatiivsus
- Aatomiraadius
- Ametlikud tasud
Aatomi elektronegatiivsus viitab selle afiinsusele elektronide suhtes. Suure elektronegatiivsusega aatom võib meelitada elektrone võrreldes madalate elektronegatiivsete aatomitega. Kõrgem elektronegatiivsus, madalam põhisus. Hüdroksiidi iooni vabastamiseks peaksid hapniku aatomi ja ülejäänud molekuli vahelised sidemed elektronid olema hapniku aatomi poolt täielikult köitnud (hüdroksiidide rühma hapniku aatom peaks olema rohkem elektronegatiivne kui teine aatom, millega see on seotud). Nt: kui ROH aluselisus on kõrge, on R elektronegatiivsus väiksem kui hapniku aatomil.
Joonis 03: Seebid on nõrgad alused, mis tekivad rasvhapete reageerimisel naatriumhüdroksiidi või kaaliumhüdroksiidiga.
Aatomi raadius on veel üks tegur, mis mõjutab ühendi aluselisust. Kui aatomi raadius on väike, on selle aatomi elektrontihedus suur. Seega saab hüdroksiidi iooni kergesti vabastada. Siis on selle ühendi aluselisus suhteliselt kõrge.
Ametlikud tasud on tavaliselt kas positiivsed või negatiivsed laengud. Positiivne ametlik laeng näitab väiksemat elektronitihedust. Seega ei saa hüdroksiidi ioon sidemeelektrone täielikult meelitada. Siis ei saa seda kergesti vabastada (hüdroksiidioon), mis näitab madalamat aluselisust. Seevastu negatiivne ametlik laeng põhjustab suurema põhilisuse.
Mis vahe on happesuse ja aluselisuse vahel?
Erinev artikkel keskel enne tabelit
Happesus vs aluselisus |
|
| Happesus on ainete happe tase. | Aluselisus viitab alusele, mis võib vabastada hüdroksiidi ioone (OH-). |
| pH | |
| Happesus põhjustab veekeskkondades madalat pH-d. | Aluselisus põhjustab veekeskkondades kõrget pH-d. |
| Ioonid | |
| Happesus näitab vesinikioonide suurt kontsentratsiooni keskkonnas. | Aluselisus näitab hüdroksiidioonide suurt kontsentratsiooni söötmes. |
| Perioodilised suundumused | |
| Happesus tõuseb perioodil vasakult paremale ja rühmas allapoole. | Põhilisus väheneb punktist vasakult paremale ja rühmas allapoole. |
| Elektronegatiivsuse mõju | |
| Happesus on kõrge, kui elektronegatiivsus (aatomi, millega vesinikuaatom on seotud) on kõrge. | Aluselisus on kõrge, kui elektronegatiivsus (aatomi, millega on seotud hüdroksiidi iooni hapniku aatom) on madal. |
Kokkuvõte - happesus vs põhilisus
Happesus ja aluselisus on keemias kasutatavad kaks põhiterminit. Happesust põhjustavad happelised ühendid. Aluselisuse põhjustavad aluselised ühendid. Peamine erinevus happesuse ja aluselisuse vahel on see, et happesus põhjustab madalat pH-taset, aluselisus põhjustab aga vesikeskkonnas kõrget pH-d.
