Acido

El Vikipedio, la libera enciklopedio
Saltu al: navigado, serĉo

Acido (ĝenerala formulo estas HA aŭ [H+A-]) difiniĝas tradicie kemian kombinaĵon, kiu solvas en akvo generas solvaĵon kun hidrogena jono, aktiveco pli granda ol tiu pura akvo, t.e. pH malpli ol 7,0.

Tio ekvivalentas la modernan difinaĵon de Johannes Nicolaus Brønsted kaj Martin Lowry. Ili precizigas "acidon" sendepende tiel kemiaĵo, kiu donas hidrogenan jonon (H+) al alia kombinaĵo, nomata bazon.

Vulgaraj ekzemploj estas aceta acido (el la vinagro), formika acido (el la formikoj) aŭ sulfura acido (uzata en veturilaj baterioj). En la sistemoj "acido/bazo", ne estas ŝanĝoj en oksidiĝa nombro, kontraŭe al la redoksaj sistemoj.

Laŭ la koncepto de Arrhenius[redakti | redakti fonton]

En 1887 la sveda kemiisto Svante Arrhenius formulis difinon por acidoj kaj bazoj laŭ la specoj kiujn ili formas ĉe solviĝo en akvo.

Acidoj de Arrhenius estas substancoj kiuj solviĝas en akvo, produktante hidrogen-jonoj (H+). Bazoj de Arrhenius estas substancoj kiuj solviĝas en akvo, produktante hidroksid-jonojn (OH-).

Hidrogena klorido (HCl) kaj natria hidroksido (NaOH) estas respektive ekzemploj de acido de Arrhenius kaj bazo de Arrhenius. Ili joniĝas en akvo jene:

HCl akvo> H+ + Cl-

NaOH akvo> Na+ + OH-

Tial, laŭ Arrhenius la specifaj ecoj de acidoj kaj bazoj, kiel ilia konduto rilate lakmuso, rezultas el la ĉeesto de jonoj H+ kaj OH- respektive.

Kvankam oni povus konsideri ilin sufiĉaj, almenaŭ sur fundamenta nivelo, la difinoj laŭ Arrhenius havas du malavantaĝojn: (1) ili taŭgas sole por akvaj solvaĵoj, kaj (2) la identeco de la acido en akvaj solvaĵoj estas trosimpligita. Pri ĉi tiu lasta punkto ni devas diri ke "liberaj" hidrogen-jonoj (H+ ) ne povas ekzisti en akvo - fakto, kiun ne sciis Arrhenius. Hidrogena atomo, kiu konsistas el unu protono kaj unu elektrono, perdinte unu elektrono (pro joniĝo), iĝas nura nukleo - en tiu ĉi kazo do unu protono. La altira povo inter tiu ĉi nuda protono kaj polusa akvo-molekulo estas sufiĉe forta por unuigi la hidrogenan jonon kun la akvomolekulo, formanta hidronian jonon (H3O+). (Por klare apartigi la jonojn, oni resumu: hidrogena jono estas H+ , hidroksida jono estas OH-, kaj hidronia jono estas H3O+).

La ligo, kiu ligas la protonon al la akvo estas kunordiĝa kovalenta ligo, ĉar ambaŭ elektronoj devenas de la oksigena atomo.

Laŭ la koncepto de Brønsted kaj Lowry[redakti | redakti fonton]

En 1923, J.N. Brønsted, dana sciencisto, kaj T.M. Lowry, brita sciencisto, proponis -- sendepende unu de la alia -- preskaŭ samtempe koncepto pri acidoj kaj bazoj, kiu etendis la ideojn de Arrhenius. Ilia difino de acidoj kaj bazoj dependas de tio, kiamaniere tiuj du grupoj da substancoj reakcias unu kun la alia.

Acid-baza reakcio estas difinita kiel reakcio dum kiu protono transiĝas de unu speco al alia.

Acido de Brønsted-Lowry estas tiel proton-donanto kaj bazo de Brønsted-Lowry estas proton-akceptanto.

Tiuj difinoj (1) pligrandigas la nombron da substancoj, kiuj povas esti konsiderataj acidojn kaj bazojn, (2) ne limiĝas al akvaj solvaĵoj kaj (3) klarigas la fakton, ke la acida speco en akvaj solvaĵoj estas la hidronia jono.

Ĉiuj acidoj de Arrhenius estas acidoj de Brønsted-Lowry, kaj ĉiuj bazoj de Arrhenius estas bazoj de Brønsted-Lowry. Sed la malo de tiu ĉi aserto ne estas vera. La teorio de Brønsted-Lowry inkluzivas la teorion de Arrhenius, sed ankaŭ multe pli.

Kvalitoj[redakti | redakti fonton]

Brønsted-Lowry-aj acidoj:

  • gustas acida generale;
  • ofte igas pika sento sur mukozoj, ĉefe se fortaj aŭ koncentrataj estas;
  • reakcias kun kolorindikaj kombinaĵoj jenon: ruĝigas ambaŭ lakmuson (lakmuso estas natura vegetaĵa kolorenzo akirebla el likenoj) kaj metiloranĝon, sed ne ŝangas la koloron de fenolftaleino;
  • reakcias kun metaloj, liberigante hidrogenon kaj la metala, salon solvantalan;
  • reakcias kun metalaj karbonatoj, produktante akvon, carbonan dioksidon kaj salon;
  • reakcias kun bazo, liberigante salon kun akvo;
  • reakcias kun metala oksido, produktante akvo kaj salo;
  • konduktas elektron, laŭ la grado de disiĝo;
  • produktas "solvoniajn" jonojn, tiel hidroniajn jonojn (H3O+) en akvo;
  • malnaturigas proteinojn.

Fortaj acidoj kaj multaj koncentrataj acidoj estas danĝeraj, ĉar kaŭzas gravajn bruladojn pri eĉ nelongaj kontaktoj. Acidoj estas korodemaj. Generale, acidaj bruladoj kuraciĝas per ellavi abunde la zonon tuŝatan kun fluanta akvo dum 15 minutoj kaj ĵus poste atenti kun tujaj kuracaj zorgoj. En la okazo de treege koncentrataj acidoj, la acido devus unue esti forviŝata tiel multa kiel posibla, alimaniere la hejtgenera miksado de la acido kaj la akvo povus kaŭzi gravajn hejtajn bruladojn. Acidoj povas ankaŭ esti danĝeraj pro aliaj kialoj je ilia acideco: vidu la adekvatan datuman littukon de materia sekureco (angle "MSDS") por havi pli da detaloj.

Vidu ankaŭ[redakti | redakti fonton]

Proverbo[redakti | redakti fonton]

Ekzistas proverboj pri acido en la Proverbaro Esperanta de L. L. Zamenhof[1]:

  • Citaĵo
     Li estas en acida humoro. 
  • Citaĵo
     Post dolĉa vino restas acida vinagro. 

Eksteraj ligiloj[redakti | redakti fonton]

Referencoj[redakti | redakti fonton]

  1. Lernu