Skābes

Vikipēdijas lapa
Pārlēkt uz: navigācija, meklēt
Šis raksts ir par ķīmiskajām skābēm. Par citām jēdziena skābe nozīmēm skatīt nozīmju atdalīšanas lapu.

Skābes ir elektrolīti, kas šķīdumā spēj atšķelt protonus, veidojot ūdeņraža jonus, vai arī spēj piesaistīt nedalītos elektronu pārus (Luisa skābes). Skābju vispārīgā formula ir AH vai AHn (daudzvērtīgām skābēm), kur n ir skābes vērtība.

Iedalījums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Skābes var iedalīt:

Ķīmiskās īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Hlorūdeņražskābes (vārglāzē) neitralizācijas reakcija ar amonjaka tvaikiem, rodoties amonija hlorīdam (baltie garaiņi).

Skābes var reaģēt ar metāliem, metālu oksīdiem, hidroksīdiem un vājāku skābju sāļiem, veidojot sāļus. No skābekli saturošām skābēm atšķeļot ūdeni, var iegūt skābju anhidrīdus.

Ūdens šķīdumā skābes disociē jonos, veidojot skābes anjonu (A-) un ūdeņraža jonu (H+) (vai vairākus ūdeņraža jonus vairākvērtīgām skābēm). Tas ir līdzsvara process.

\mbox{HA} +\mbox{H}_2\mbox{O} \leftrightarrow \mbox{H}_3\mbox{O}^+ + \mbox{A}^-

Šo līdzsvara procesu raksturo skābuma konstante Ka.

K_a = {[\mbox{H}_3\mbox{O}^+]\cdot[A^-] \over [HA]}

Stiprām skābēm Ka vērtības ir lielākas (šķīdumā skābe gandrīz pilnībā sastāv no skābes anjoniem un ūdeņraža joniem), bet vājām skābēm Ka vērtības ir mazākas un bieži vien nedisociējušo molekulu ir vairāk. Stipras skābes ir: halogēnūdeņražskābes (lai arī fluorūdeņražskābe ir relatīvi vāja skābe), skābekli saturošās neorganiskās skābes, kur centrālais atoms ir ar lielu oksidēšanas pakāpi (perhlorskābe, sērskābe, slāpekļskābe). Lielākā daļa organisko skābju ir vājas skābes.

  • Ūdeņraža jons (protons, H+). Tas ir ūdeņraža atoms, kuram ir atņemts tā vienīgais elektrons. Atšķirībā no visiem pārējiem joniem, tam nav elektronu apvalka, tāpēc tas ir ļoti mazs un ūdens šķīdumā piesaista vismaz vienu ūdens molekulu, tādēļ korektāk to būtu rakstīt kā H3O+ nevis vienkārši H+. Ķīmiskajos vienādojumos bieži lieto vienkārši H+, jo tā ir īsāk.
  • Skābju stiprumu mēra pēc tās Ka vērtības (bieži lieto arī pKa=−log(Ka)). pH mēra ūdeņraža jonu koncentrāciju, kas ir atkarīga no skābes stipruma un koncentrācijas.

Dažas organiskās un neorganiskās skābes[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Skābes nosaukums Ķīmiskā formula pKa Skābei atbilstošie sāļi Skābei atbilstošais jons ūdens šķīdumā
Sālsskābe (hlorūdeņražskābe) HCl −6,3 Hlorīdi Hlorīdjons
Fluorūdeņražskābe HF 3,17 Fluorīdi Fluorīdjons
Bromūdeņražskābe HBr −8,7 Bromīdi Bromīdjons
Jodūdeņražskābe HI −9,3 Jodīdi Jodīdjons
Sērskābe H2SO4 −3 Sulfāti un hidrogēnsulfāti Sulfātjons, hidrogēnsulfātjons
Sērpaskābe H2SO3 1,857 Sulfīti un hidrogēnsulfīti Sulfītjons, hidrogēnsulfītjons
Sērūdeņražskābe H2S 7,0 Sulfīdi Sulfīdjons
Tiosērskābe H2S2O3 0,6 Tiosulfāti Tiosulfātjons
Slāpekļskābe HNO3 −1,4 Nitrāti Nitrātjons
Slāpekļpaskābe HNO2 3,398 Nitrīti Nitrītjons
Slāpekļūdeņražskābe HN3 4,6 Azīdi Azīdjons
Ortofosforskābe H3PO4 2,148 Ortofosfāti vai fosfāti; hidrogēnfosfāti, dihidrogēnfosfāti Ortofosfātjons vai vienkārši fosfātjons
Ogļskābe H2CO3 6,367 Karbonāti un hidrogēnkarbonāti Karbonātjons, hidrogēnkarbonātjons
Silīcijskābe (kramskābe) H4SiO4 u.c. 9,84 Silikāti (ortosilikāti u.c.) Silikātjons
Borskābe H3BO3 9,24 Borāti (ortoborāti u.c.) Borātjons
Hlorapskābe HClO 7,53 Hipohlorīti Hipohlorītjons
Hlorpaskābe HClO2 1,96 Hlorīti Hlorītjons
Hlorskābe HClO3 −4 Hlorāti Hlorātjons
Perhlorskābe HClO4 −8 Perhlorāti Perhlorātjons
Ciānūdeņražskābe (zilskābe) HCN 9,21 Cianīdi Cianīdjons
Hromskābe H2CrO4 1 Hromāti, dihromāti u.c. Hromātjons, dihromātjons
Sprāgstošā skābe H−CN→O Fulmināti
Ciānskābe HOCN 3,47 Cianāti Cianātjons + izocianātjons
Rodānūdeņražskābe (tiociānskābe) HSCN 0,926 Rodanīdi (tiocianāti) Rodanīdjons (tiocianātjons)
Skudrskābe HCOOH 3,77 Formiāti Formiātjons
Etiķskābe CH3COOH 4,76 Acetāti Acetātjons
Propionskābe CH3CH2COOH 4,87 Propionāti Propionātjons
Sviestskābe С3Н7СООН 4,82 Butirāti Butirātjons
Baldriānskābe С4Н9СООН 4,82 Valerāti Valerātjons
Oleīnskābe C17H33СООН Oleāti
Palmitīnskābe С15Н31СООН 4,78 Palmitāti
Stearīnskābe С17Н35СООН Stearāti
Benzoskābe C6H5COOH 4,202 Benzoāti Benzoātjons
Dzintarskābe HOOC–CH2–CH2–COOH 4,2 Sukcināti Sukcinātjons
Kanēļskābe C6H5−CH=CH−COOH 4,44 Cinnamāti Cinnamātjons
Korķskābe HOOC–(CH2)6–COOH 4,526 Suberāti Suberātjons
Skābeņskābe HOOC–COOH 1,25 Oksalāti Oksalātjons
Kvadrātskābe C4H2O4 2,2 Skvarāti Skvarātjons
Citronskābe C6H8O7 3,14 Citrāti Citrātjons
Pienskābe CH3CHOHCOOH 3,86 Laktāti Laktātjons
Vīnskābe НООС–СНОН–СНОН–СООН 2,95 Tartrāti Tartrātjons
Ābolskābe НООС–СН(ОН)–СН2–СООН 3,4 Malāti Malātjons
Pirovīnogskābe CH3CO−СООН 2,5 Piruvāti Piruvātjons

Vairākvērtīgajām skābēm dota pirmā disociācijas konstante.

Neorganisko skābju un to sāļu nosaukumi[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

  • Skābekli nesaturošās skābes sauc par -ūdeņražskābēm, piemēram, sērūdeņražskābe (H2S), hlorūdeņražskābe (HCl). Šo skābju sāļu nosaukumiem ir izskaņa -īds (hlorīdi, rodanīdi), tie parasti pieder pie binārajiem savienojumiem.
  • Ja attiecīgajam elementam ir iespējama tikai viena skābekli saturošā skābe, tad to sauc vienkārši par skābi. Tā sauc arī skābi, kurā elements ir galvenajā oksidēšanas pakāpē (šie nosaukumi mēdz būt izveidojušies vēsturiski). Tādu skābju sāļu nosaukumiem ir izskaņa -āts (sulfāti, cianāti).
    • Ja elementam ir iespējamas vairākas vērtības, tad skābi, kur elements ir ar mazāku oksidēšanas pakāpi, sauc par paskābi (sērpaskābe), bet to sāļiem ir izskaņa -īts (nitrīti, sulfīti).
    • Gadījumos, kad elementam ir vairāk nekā divas oksidēšanas pakāpes, skābi ar vismazāko oksidēšanas pakāpi dēvē par apskābi (hlorapskābe) un tās sāļu nosaukumiem ir priedēklis hipo- un izskaņa -īts (hipohlorīti, hipofosfīti).
    • Skābi ar vislielāko oksidēšanas pakāpi sauc par per...skābi (permangānskābe, perhlorskābe). Agrāk šādas skābes sauca par "pārskābēm". To sāļu nosaukumiem liek priedēkli per- un izskaņu -āts (permanganāti, perhlorāti).
  • Sarežģītākos gadījumos skābju un to sāļu nosaukumiem var būt arī citi priedēkļi. Piemēram, peroksi- skābēm , kas satur peroksigrupējumu −O−O− (peroksisērskābe), piro- skābēm, kas veidojas, sildot citu skābi (pirofosforskābe); orto- skābēm, kuru molekulas pie tās pašas centrālā elementa oksidēšanas pakāpes var atšķelt vairāk protonu (ortofosforskābe); meta- tām, kas atšķeļ mazāk protonu (metafosforskābe); di- skābēm ar skābekļa tiltiņu molekulā (disērskābe), poli- skābēm ar vairākiem skābekļa tiltiņiem utt.