Sārmu šķīdumu definīcija, īpašības un izmantošanas veidi

The sārmu šķīdumi tie veido, kad sārma izšķīst ūdenī. Sārmainā šķīdumu var sintezēt laboratorijā, un to var veidot arī tādos dabiskos procesos kā erozija.

Daži sārmu šķīdumu piemēri ir nātrija hidroksīds, kālija hidroksīds, magnija hidroksīds un kalcija karbonāts. Katram no šiem risinājumiem ir dažādas lietojumprogrammas dažādās nozarēs (kas ir sārma ?, S.F.).

Ražotāji parasti izmanto sārmu šķīdumus tādos produktos kā biodegviela, ziepes, zāles, mazgāšanas līdzekļi un tīrīšanas līdzekļi, kā arī daudzos pārtikas produktos un specializētos lietojumos..

Kā tīrīšanas līdzekļi sārmaini šķīdumi var izšķīdināt taukus, eļļas un olbaltumvielas (ADAMS, 2015).

Indekss

• 1 Bāzes un sārmi, lai saprastu sārmu šķīdumus                  
• 2 Sārmu šķīdumi un to attiecība pret pH             
• 3 Rekvizīti                      
• 4 Lietojumi
• 5 Atsauces

Bāzes un sārmi, lai saprastu sārmu šķīdumus                  

Ķīmijā bāze attiecas uz jebkuru vielu, kas ūdens šķīdumā ir slidena, pieskaras rūgtajai, maina indikatoru krāsu (piemēram, litmusu papīrs no sarkanas uz zilu, kā parādīts 1. attēlā), reaģē ar skābēm, lai veidotu sāļus un veicina noteiktas ķīmiskas reakcijas.

Bāzes piemēri ir sārmu un sārmu metālu (nātrija, kalcija uc) un amonjaka vai tā organisko atvasinājumu (amīnu) hidroksīdi..

Šādas vielas ražo hidroksīda jonus (OH-) (Britannica, Base ķīmisko savienojumu, 2010). Gan skābēm, gan bāzēm ir dažāda veida klasifikācijas:

Saskaņā ar Arrhenius teoriju bāzes ir vielas, kas atdalās ūdenī, lai ražotu elektriski uzlādētus atomus vai molekulas, ko sauc par hidroksīda joniem (OH-) (Britannica, Arrhenius teorija, 1998).

Brønsted-Lowry teorija, ko sauc arī par skābes un bāzes protonu teoriju, kuru 1923. gadā ieviesa Dānijas ķīmiķis Johannes Nicolaus Brønsted un angļu ķīmiķis Thomas Martin Lowry, norāda, ka jebkurš savienojums, kas var pieņemt vienu protonu (H +) no cita savienojums ir bāze. Piemēram, reakcijā:

Amonjaks būtu pamats, jo tā pieņem protonus no sālsskābes (Britannica, Brønsted-Lowry teorija, 1998)..

1923. gadā ieviestā Lūisa skābes un bāzu teorija norāda, ka bāze tiek uzskatīta par jebkuru savienojumu, kam ir pieejams pāris nepiederošie elektroni un kas spēj saistīties ar vielu, kas spēj tos pieņemt (Lewis skābe).

Amonija slāpeklis un skābeklis ūdenī ir Lewis bāzes piemēri (Britannica, Lewis teorija, 1998).

Termini "pamata šķīdums" un "sārmains šķīdums" bieži tiek izmantoti savstarpēji aizvietojami, jo īpaši ārpus ķīmijas konteksta.

Sārmi parasti definē kā pamatu apakškopu. Tas ir sārmainā vai sārmu zemes metāla elementa bāzes hidroksīds vai jonu sāls, kas šķīst ūdenī, veidojot sārmu šķīdumu..

Ir zināmi tikai daži sārmi, piemēram, nātrija hidroksīds (NaOH), kālija hidroksīds (KOH), kalcija hidroksīds (Ca (OH)).₂), kalcija karbonāts (CaCO)₃) un magnija hidroksīds (Mg (OH))₂).

Sārmi izslēdz tādas bāzes kā NH₃ vai šķīdumi, piemēram, amonija hidroksīds, jo tie nav veidoti ar sārmu vai sārmzemju metāliem.

Sārmu šķīdumi un to attiecība pret pH             

Ūdeņraža potenciāls, kas pazīstams arī kā pH skala, mēra šķīduma sārmainības vai skābuma līmeni. Mērogs svārstās no nulles līdz 14, skābes pH ir mazāks par 7 un pH ir lielāks par 7.

Viduspunkts 7 ir neitrāls pH. Neitrāls šķīdums nav ne skābe, ne sārmains. PH skalu iegūst, pamatojoties uz H + koncentrāciju šķīdumā.

PH skala ir logaritmiska un rezultātā katra pH vērtība, kas zemāka par 7, ir desmit reizes skābāka nekā nākamā augstākā vērtība. Piemēram, pH 4 ir desmitkārt vairāk skābes nekā pH 5 un 100 reizes (10 reizes 10) ir skābāki par pH 6.

Tas pats notiek ar pH vērtībām, kas ir lielākas par 7, no kurām katra ir desmit reizes sārmainā (vēl viens veids, kā sakot pamata), nekā nākamā zemākā kopējā vērtība. Piemēram, pH 10 ir desmit reizes vairāk sārmains nekā pH 9 un 100 reizes (10 reizes 10) sārmaināks par pH 8 (pH Scale, S.F.).

Līdzīgi, ir arī skābes skala, kas iegūta no OH koncentrācijas un ir apgriezta pret pH skalu (pH, pOH un pH skala, S.F.)..

Bāzisku šķīdumu raksturīga īpašība ir tā, ka, ražojot OH-jonus, šķīduma pH palielinās līdz vērtībām, kas ir lielākas par 7 (vai pazemina pOH līdz vērtībām, kas ir mazākas par 7)..

Rekvizīti                      

Turpmāk norādītas īpašības, ko rada sārmu šķīdumi:

1 - Viņiem ir rūgta garša.

2-lakmusa papīrs mainās uz zilu.

3-Viņiem ir ziepju vai slidena sajūta.

4-Daži ir kodīgi. Piemēri, NaOH un KOH.

5-A mazāk gaistošs sārms pārvieto gaistošāku sārmu no tā sāls. Piemērs, NaOH (mazāk gaistošs) pārvieto NH₃ (vairāk gaistošs) noNH₄Cl.

NaOH (aq) + NH₄Cl (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l) + NH₃ (g)

6-Reaģē ar skābēm, veidojot sāļus un ūdeni (neitralizācijas reakcija).

7-elektrības vadīšana (ti, elektrolīti).

8-tiem ir pH vērtības virs 7.

Lietojumi

Tā kā sārmi ir ūdenī šķīstošas ​​bāzes, tās ļauj izmantot bāzu ķīmiskās īpašības daudzos nolūkos laboratorijā, rūpniecībā un mājās, jo gandrīz visas ķīmiskās reakcijas tiek veiktas šķīdumā..

1-NaOH tiek izmantots papīra, ziepju un keramikas ražošanā.

Augsnei vai ezeram pievieno 2-Ca (OH) 2 (sašķeltas kaļķi vai vienkārši „kaļķi”), lai tās būtu mazāk skābes.

3-Gremošanas traucējumus parasti izraisa HCl pārpalikums kuņģī, ko var novērst ar gremošanas traucējumiem, kas satur bāzi, piemēram, MgO vai CaCO3, lai neitralizētu skābi..

4-Rūpnieciskais pielietojums ietver dažādu ķīmisko produktu ražošanu.

5-Tie tiek izmantoti oksīda reducēšanas reakcijās, lai noteiktu pamata vidi, kurā minētā reakcija notiek.

Atsauces

1. ADAMS, A. (2015, 17. jūnijs). Kas ir sārmu šķīdums? Ņemts no livestrong.com.
2. Britannica, T. E. (1998, 21. decembris). Arrēnijas teorija. Ņemts no britannica.com.
3. Britannica, T. E. (1998, 20. jūlijs). Brønsted-Lowry teorija. Ņemts no britannica.com.
4. Britannica, T. E. (1998, 20. jūlijs). Lūisa teorija. Izgūti no britannica.com.
5. Britannica, T. E. (2010. gada 27. aprīlis). Bāzes ķīmiskais savienojums. Ņemts no britannica.com.
6. pH skala. (S.F.). Ielādēts no ķīmijas.elmhurst.edu.
7. pH, pOH un pH skala. (S.F.). Ņemts no khanacademy.org.
8. Kas ir sārms? (S.F.). Ņemts no freechemistryonline.com.