Skābes

«skābe» pāradresējas uz šejieni. Citas nozīmes skatīt lapā skābe (nozīmju atdalīšana).

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

Iedalījums

Skābes var iedalīt:

• Skābekli nesaturošas skābes (sālsskābe, ciānūdeņražskābe)
• Skābekli saturošas skābes
  • Neorganiskās skābes (fosforskābe, slāpekļpaskābe)
    • Oksidējošās skābes (sērskābe, slāpekļskābe)
  • Organiskās skābes (visas organiskās skābes satur skābekli)
• Vienvērtīgās skābes (var atšķelt vienu protonu) (sālsskābe, etiķskābe)
• Vairākvērtīgās skābes (var atšķelt vairāk nekā vienu protonu) (fosforskābe, ftalskābe).

Tāpat skābes var iedalīt molekulārajās (piemēram, HCl) un katjonskābēs (piemēram, [Al(H₂O)_n]³⁺).

Savienojumus, kas atkarībā no apstākļiem var būt gan skābe, gan bāze, sauc par amfolītiem jeb amfiprotiskiem savienojumiem. Tie var būt

• daudzprotonu skābju protonus saturošie anjoni: HSO₄^-, H₂PO₄^-, HPO₄^2-, HS^-, HCO^3- un citi;
• molekulārie amfolīti: H₂O, Al(OH)₃ ⋅ 3H₂O u.c.

Ķīmiskās īpašības

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 K_a.

$K_{a}={[{\mbox{H}}_{3}{\mbox{O}}^{+}]\cdot [A^{-}] \over [HA]}$

Stiprām skābēm K_a vērtības ir lielākas (šķīdumā skābe gandrīz pilnībā sastāv no skābes anjoniem un ūdeņraža joniem), bet vājām skābēm K_a 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 K_a vērtības (bieži lieto arī pK_a=−log(K_a)). pH mēra ūdeņraža jonu koncentrāciju, kas ir atkarīga no skābes stipruma un koncentrācijas.

Dažas organiskās un neorganiskās skābes

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−C≡N→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

• 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, fosforapskābe) 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.

Skatīt arī

Lūisa skābes un bāzes

Ārējās saites

• Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Skābes.

• Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
• Skābju stipruma tabula (angliski)