Acidet dhe bazat

Acidet janë lëndë që kur treten në ujë çlirojnë jone hidrogjeni (H+) ose protone. Kjo sjellje është shkaku i shfaqjes së vetive të veçanta të acideve. 

• • Lëndët ushqimore acidike, si për shembull uthulla (acid uthullor) apo agrumet (acid citrik), kanë shije të thartë për shkak të acidit që përmbajnë. 

  • Mënyra më e përhapur për të zbuluar shkallën e aciditeti është me ndihmën e letrës së lakmusit, të cilën kur e zhysim në lëndë acide, merr ngjyrë të kuqe.

  • Acidet kanë vetinë të bashkëveprojnë me metalet dhe për pasojë të japin gaz hidrogjeni. Për shembull, acidi hidroklorik (HCl) bahkëvepron me zinkun për të dhënë klorur zinku (ZnCl₂) dhe gaz hidrogjen (H2). 

  • Acidet bashkëveprojnë edhe me bazat duke dhënë ujë dhe kripë. Në gjuhën shkencore ky bashkëveprim quhet neutralizim (asnjëanësim). 

  • Tek tretësirat ujore, acidet përcjellin rrymën elektrike sepse shpërbëhen në jone me lëvizje të lirshme (jonizohen). Acidet e forta, si për shembull acidi hidroklorik, jonizohen tërësisht në ujë, ndërsa acidet e dobëta, si për shembull acidi uthullor, jonizohen pjesërisht.

Bazat janë lëndë që çlirojnë jone hidroksidi (OH−) kur treten në ujë, ose pranojnë jone hidrogjeni (H+) nga acidet. 

• • Bazat, si për shembull sapuni apo soda e bukës, kanë shije të hidhur. 

  • Mënyra më e përhapur për të zbuluar shkallën e aciditeti është me ndihmën e letrës së lakmusit, të cilën kur e zhysim në lëndë bazike merr ngjyrë të kaltër.

  • Bazat bashkëveprojnë me acidet për të dhënë ujë dhe kripë. Në gjuhën shkencore ky bashkëveprim quhet neutralizim (asnjëanësim). Për shembull hidroksidi i natriumit (NaOH) bashkëvepron me acidin hidroklorik për të dhënë ujë dhe klorur natriumi. 

  • Bazat, njësoj si acidet, përcjellin rrymën elektrike në tretësira për shkak të pranisë së joneve. 

  • Bazat e forta si hidroksidi i natriumit shpërbëhen tërësisht në ujë, ndërsa bazat e dobëta si amoniaku (NH₃) jonizohen pjesërisht.

Si acidet, ashtu edhe bazat, që dyja janë rrymë-përcjellëse (elektrolite), që do të thotë se në tretësira ato përcjellin rrymën elektrike. Megjithatë, shkalla e përcjellshmërisë varet nëse acidet dhe bazat janë të forta apo të dobta. Acidet kanë vlerë pH nën shkallën 7, ndërsa bazat kanë vlerë pH mbi shkallën 7. 

Shkalla e pH (lexohet pehash) është një shkallë shifrore që përdoret për të matur sa acide ose sa bazike (alkaline) është tretësira, në varësi të përqendrimit të joneve të hidrogjenit (H+). Emërtimi i plotë i pH është potenciali i hidrogjenit ose fuqia e hidrogjenit. 

Shkalla e pH është nga 0 në 14. Shifra 0 tregon se ka përqendrimin më të madh të joneve të hidrogjenit (H+), pra lënda është shumë acide, ndërsa shifra 14 tregon se ka përqendrimin më të lartë të joneve të hidroskidit (OH-), kur lënda është shumë bazike. Shkalla 7 tregon një përpjesëtim të drejtpeshuar të pranisë së joneve në tretësirë dhe për këtë kur pH është në shkallën 7 themi që është pehash asnjanës (neutral). Kur vlerat janë poshtë shkallës 7, do të thotë kemi tretësirë acide. Kur vlerat janë mbi shkallën 7, do të thotë që kemi tretësirë bazike. Shkalla e pH është logaritmike, që do të thotë se rritja me një shkallë tregon rritje dhjetëfish (×10) të përqendrimit të joneve të hidrogjenit (H+).

Shkalla pOH është e ngjashme me shkallën pH por në të kundërt, si pasqyrë. Kur pH është i ulët (acidik), pOH është i lartë (bazik), dhe kur pH është i lartë (bazik), pOH është i ulët (acidik).

Shkalla e pOH është nga 0 në 14. Shifra 0 tregon se ka përqendrimin më të madh të joneve të hidroksidit (OH-), pra lënda është shumë bazike, ndërsa shifra 14 tregon se ka përqendrimin më të ulët të joneve të hidroskidit (OH-), kur lënda është shumë acide. Shkalla 7 tregon një përpjesëtim të drejtpeshuar të pranisë së joneve në tretësirë dhe për këtë kur pOH është në shkallën 7 themi që është peohash asnjanës (neutral). Kur vlerat janë poshtë shkallës 7, do të thotë kemi tretësirë bazike. Kur vlerat janë mbi shkallën 7, do të thotë që kemi tretësirë acide. Shkalla e pH është logaritmike, që do të thotë se rritja me një shkallë tregon rritje dhjetëfish (×10) të përqendrimit të joneve të hidroksidit (OH-).

Acidet dhe bazat e forta janë lëndë që shpërbëhen plotësisht kur treten në ujë. Kjo do të thotë se në një tretësirë acide të fortë, të gjitha molekulat e acidit shpërbëhen duke çliruar jone hidrogjeni (H+). Ndërsa në një tretësirë bazike të fortë, të gjitha molekulat e bazës shpërbëhen duke çliruar jone hidroksidi (OH-). Për shkak të jonizimit të plotë, si acidet si bazat e forta janë përcjellës shumë të mirë të rrymës elektrike. Në gjuhën shkencore ato quhen elektrolite të forta.

Disa shembuj të acideve të forta janë acidi hidroklorhidrik (HCL), acidi sulfurik (H₂SO₄) dhe acidi nitrik (HNO₃). Këto acide kanë aftësi të lartë bashkëvepruese dhe  gjejnë përdorim të gjerë në mjedise industriale dhe laboratorë. Disa shembuj të bazave të forta janë hidroksidi i natriumit (NaOH) dhe hidroksidi i kaliumit (KOH), që i gjejmë gjerësisht tek lëndët pastruese dhe në industrinë kimike.

Pellgje me tretësirë acidi sulfurik dhe minerale të tjera, në ultësirën e Afarit, në Afrikën lindore.

Acidet dhe bazat e dobëta shpërbëhen pjesërisht në ujë, që do të thotë se vetëm një pjesë e vogël e molekulave çliron jone, ndërsa pjesa tjetër ruajnë trajtën molekulare të pandryshuar. Si rrjedhojë e jonizimit jo të plotë, acidet dhe bazat e dobëta kanë më pak aftësi të përcjellin rrymën elektrike e për këtë arsye quhen elektrolite të dobëta.

Disa shembuj të acideve të dobëta janë acidi uthullor (CH₃CO₂H), ose ndryshe uthulla dhe acidi i karbonik (H₂CO₃), të cilin e gjejmë tek pijet e gazuara. Disa shembuj të bazave të dobëta janë amoniaku (NH₃) dhe metilamina (CH₃NH₂) , të cilat i gjejmë gjerësisht tek plehrat kimike dhe në kiminë organike. Acidet dhe bazat e dobëta priren të bashkëveprojnë më me ngadalë se sa acidet dhe bazat e forta.

Uthulla e mollës që përdoret për gati është një tretësirë acidike, e cila përmban ujë dhe acid acetik.

Acidet dhe bazat e buta të prejardhura përftohen si pasojë e shpërbërjes (jonizimit) së pjesshme të acideve dhe bazave të buta në ujë. Bazat e buta të prejardhura përftohen kur jonet e hidrogjenit të çliruar nga shpërbërja e acidit të butë bashkëveprojnë me molekulat e ujit. Për shembull shpërbërja e pjesshme e acidit acetik (uthullës) (CH₃CO₂H) në ujë jep acetat (CH₃CO₂-). Në gjuhën teknike bashkëveprimi kimik shënohet kështu:

CH₃CO₂H + OH- → CH₃CO₂- + H₂O

Ndërsa acidet e prejardhura përftohen kur jonet e hidroksidit të çliruara nga shpërbërja e bazës së butë bashkëveprojnë me molekulat e ujit. Për shembull shpërbërja e bazës së butë amoniak (NH3) jep acidin e butë jonin e amonit (NH4+). Në gjuhën teknike bashkëveprimi kimik shënohet kështu:

NH₃ + H+ → NH₄+

Titrimet acido bazike është një veprimtari laboratorike nëpërmjet të cilës mund të zbulojmë përqendrimin e një lënde acide ose bazike të panjohur duke parë se si bashkëvepron me një tretësirë përqendrimi i së cilës është i njohur. Në gjuhën shkencore kjo veprimtari quhet titrim, ndërsa tretësira me përqendrim të njohur quhet titrant.

Titrimi kryhet duke shtuar pak e nga pak lëndë me përqendrim të njohur tek lënda acide ose bazike e panjohur deri sa bashkëveprimi mes acidit the bazës të jetë i plotë dhe të arrihet pika e barasvlerës (pika e ekuivalencës). Kjo mënyrë gjen përdorim të gjerë në fushën e kimisë për të zbuluar përbërjen e lëndës, veçanërisht në kushte industriale, biologjike dhe të kimisë mjedisore.

Titrimet acido-bazike janë të rëndësishme për shumë fusha. Në mjekësi, ato përdoren për të përcaktuar aciditetin e lëngjeve të lugthit (stomakut) ose për të mbajtur në mbikëqyrje pH të gjakut. Në industri, titrimet ndihmojnë mbikëqyrjen e cilësisë së produkteve ushqimore, pijeve dhe barnave. Shkencëtarët mjedisorë përdorin titrimet për të vlerësuar cilësinë e ujit duke matur pH e ujërave të lumenjve, liqeneve dhe deteve e oqeaneve.

Mjete që nevojiten:

• Biretë (gypth i gjatë prej qelqi me rubinet)

• Pipetë (gypth prej qelqi që përdoret për bartur vëllime të sakta të lëndës)

• Balonë Erlenmejer (Erlenmeyer) (enë qelqi me fund të gjerë)

• Gotë laboratori (enë qelqi me pamje të rregullt)

• Tregues (për shembull fenolftaleinë ose metil portokalli)

• Tretësire acide (nëse titranti është bazë)

• Tretësirë bazike (nëse titranti është acid)

Përgatitja e mjeteve:

• Shpëlajmë biretën me tretësirë të zakonshme (me përqendrim të njohur)

• Shpëlajmë pikatoren me tretësirën e panjohur.

• Shpëlajmë balonën me ujë të distiluar.

Matja e tretësirës:

• Me ndihmën e pipetës hedhim një vëllim të caktuar (p.sh. 25 mL) të tretësirës së panjohur në balonën Erlemejer.

• Shtojmë disa pika të tretësirës treguese në balonë.

• Mbushim biretën me titrant (tretësira e njohur) dhe mbajmë shënim vëllimin fillestar.

Kryerja e titrimit:

• Me ndihmën e rubinetit të biretës fillojmë lëshojmë nga pak titrant në balonë, ndërkohë që e vërvitim atë, në mënyrë që lëndët të përzihen.

• Treguesi do të fillojë të ndryshojë ngjyrë teksa arrin pikën e baraspeshës (ekuivalencës), pika kur acidi dhe baza kanë hyrë në bashkëveprim të plotë.

• Me ndihmën e rubinetit ulim rrjedhën titrantit deri në atë pikë sa të lëshohen vetëm pika, në mënyrë që të përftojmë përfundime sa më të sakta.

Caktimi i pikës përfundimtare:

• Pika përfundimtare arrihet kur treguesi ndryshon tërësisht ngjyrë. Për shembull tek titrimet acide, fenolftaleina kthehet nga ngjyrë rozë në pa ngjyrë.

• Mbajmë shënim vëllimin përfundimtar të titrantit në biretë.  

Pika e barasvlerës ndodh kur numri i moleve të acidit është i barabartë me numrin e moleve të bazës në tretësirë. Pika e barasvlerës mund të përcaktohet duke përdorur matësin e pH, i cili jep vlera më të sakta duke gjurmuar ndryshimet e pH gjatë kohës së titrimit.

Me të përfunduar titrimi, shënojmë në letër vëllimin e titrantit të përodur për të arritur pikën e barasvlerës. Më ndihmën e kësaj të dhëne mund të llogarisim përqendrimin e tretësirës nëpërmjet formulë matematikore:

C1V1 ​= C2​V2​

…ku C1 dhe V1 përfaqësojnë përqendrimin dhe vëllimin e acidit, ndërsa C2 dhe V2 përfaqësojnë përqendrimin dhe vëllimin e bazës. Në varësi të bashkëveprimit kimik, barazimi mund të llogarisë edhe numrin e joneve të hidrogjenit dhe hidroksidit të përfshira në bashkëveprim.

Tretësirat asnjanësuese janë një lloj lënde që e ruan pH e tretësirës të pandryshuar edhe kur asaj i shtojmë një sasi të vogël acidi ose baze. Shkalla e pH mat aciditetin ose alkalinitetin e lëndës dhe ndryshon nëse shtojmë acid, si për shembull lëng limoni, ose bazë, si për shembull sodë buke. Tretësirat asnjanësuese kanë aftësi të ruajnë baraspeshën e shkallës së pH. Ato nuk ndryshojnë nëse u shtojmë pak acid (p.sh. lëng limoni) ose pak bazë (p.sh. sodë buke). Në gjuhën shkencore tretësira asnjanësuese quhet tretësirë buferike.

Tretësira asnjanësuese mund të përbëhet prej:

acidit të butë dhe bazës së prejardhur prej tij - për shembull acid acetik (CH3CO2H) dhe acetat (CH3​CO2−) ose prej 

bazës së butë dhe acidit të prejardhur prej saj - për shembull amoniak (NH3) dhe amonium (NH4+).

Tretësirat asnjanësuese gjejnë përdorim të gjerë në veprimtarinë e jetës së përditshme dhe shkencore. Për shembull gjaku i njeriut është një tretësirë natyrale asnjëanësuese. Ai ruan pH e gjakut në vlera të pandryshuara, në mënyrë që qelizat të kryejnë siç duhet veprimtarinë e tyre jetësore. Nëse pH e gjakut ndryshon më shumë se ç'duhet, njeriu sëmuret. Tretësirat asnjanësuese gjejnë përdorim edhe në mjedise laboratorike, në mjekësi e madje edhe tek ushqimet, me qëllim që të qëndrojnë të freskëta dhe të padëmshme. Qëllimi kryesor i tretësirave asnjëanësuese është që të ruajnë baraspeshën e aciditeti ose alkalinitetit.

Tretësira asnjanësuese ka në përbërjen e vet acidin e butë dhe bazën e butë të prejardhur, ose bazën e butë dhe acidin e butë të prejardhur. Ne mund të përftojmë një tretësirë asnjanëse duke duke tretur acid acetik (acidi i butë që gjendet tek uthulla) në ujë. Nga shpërbërja e pjesshme e acidit acetik përftohet një sasi e vogël baze të prejardhur prej acetati natriumi. pH i tretësirës së përftuar bëhet paksa acid, sepse nuk përmban sasi të mjaftueshme baze të prejardhur për të bërë një tretësirë asnjanëse e vërtetë. Për këtë arsye tretësirës i shtojmë edhe pak acetat natriumi, në mënyrë që në tretësirë të kemi vlera të mjaftueshëm acidi acetik dhe acetat natriumi. Acidi acetik dhe acetati i natriumit bashkëveprojnë për të baraspeshuar ndikimin e çdo acidi ose baze që mund t’ia shtojmë tretësirës në sasi të vogla.

Lëndët:

• Acid acetik CH3CO2H

• Acetat CH3​CO2− (bazë e prejardhur)

• Acetat natriumi CH₃CO2Na (kripë që përftohet nga bashkëveprimi i acidit acetik me bazën e fortë hidroksid natriumi (NaOH)

• Ujë H2O

• Jone hidronumi H3O+

• Jone hidroksidi OH-

• Jone natriumi Na+

Në një enë me ujë shtojmë acid acetik (CH3CO2H), i cili shpërbëhet pjesërisht:

CH3CO2H + H2O ⇌ CH3​CO2− + H3O+

Acidi acetik (CH3CO2H) i dhuron ujit një jon hidrogjeni (H+). Uji (H₂O) e pranon jonin duke u shndërruar në jon hidroniumi (H3O+). Nga ky bashkëveprim prej acidit përftohet acetati (CH3​CO2−), i cili qëndron në tretësirë. Për rrjedhojë kemi përftuar një tretësirë me acid acetik (CH3CO2H) dhe acetat (CH3​CO2−), që është acide sepse sasia e përftuar e acetatit (CH3​CO2−) është shumë e vogël për të krijuar baraspeshë. Asaj duhet t’i shtojmë edhe pak acetat natriumi (CH₃CO2Na) që të bëhet plotësisht asnjanësuese. Shpërbërja e acetatit të natriumit në ujë shënohet kështu:

CH₃CO2Na → CH3​CO2− + Na+ (uji në bashkëveprim nënkuptohet por nuk shënohet: CH₃CO2Na + H2O)

Acetati i natriumit (CH₃CO2Na) shpërbëhet plotësisht në ujë duke dhënë acetat (CH3​CO2−) dhe jone natriumi (Na+). Jonet e natriumit (Na+) nuk ndikojnë tek ph e tretësirës. Acetati i përftuar nga bashkëveprim shërben për të plotësuar numrin e nevojshëm të moleve për të krijuar një tretësirë asnjanësuese të baraspeshuar. Tashmë në tretësirë kemi acid acetik (CH3CO2H) dhe acetat (CH3​CO2−). 

CH3​CO2− + H2O ⇌ CH3CO2H + OH-

Acetati bashkëvepron me ujin duke dhënë pak acid acetik (CH3CO2H) dhe jone hidroksidi (OH-). Ky bashkëveprim quhet hidrolizë dhe rrit pak pH duke e bërë atë paska bazik.

Nëse në enë shtojmë lëndë acide (që çlirojnë H+ or H₃O+), acetati e asnjanëson:

CH3​CO2− + H3O+ → CH3CO2H + H2O

Nëse në anë shtojmë lëndë bazike (që çlirojnë OH⁻) , acidi e asnjanëson:

CH3CO2H + OH- → CH3​CO2− + H2O

Radhitja e bashkëveprimeve

Shpërbërja e acidit acetik në ujë:

CH3CO2H + H2O ⇌ CH3​CO2− + H3O+

Shpërbërja e acetatit të natriumit në ujë:

CH₃CO2Na → CH3​CO2− + Na+

Hidroliza e acetatit në ujë:

CH3​CO2− + H2O ⇌ CH3CO2H + OH-

Veprimi asnjanësues i aceatit:

CH3​CO2− + H3O+ → CH3CO2H + H2O

Veprimi asnjanësues i acidit:

CH3CO2H + OH- → CH3​CO2− + H2O

Aftësia baraspeshuese e tretësirae asnjanësuese.

• Një ndër tretësirat asnjëanësuese më të rëndësishme është bashkësia asnjëanësuese e bikarbonateve, e cila ndihmon ruajtjen e pH në gjakun e njeriut rreth shkallës 7.4. Në gjuhën shkencore kjo bashkësi quhet sistemi buferik i bikarbonateve. Në këtë bashkësi bëjnë pjesë acidi karbonik (H₂CO₃) dhe bikarbonati (HCO₃-). Kur rritet aciditeti në gjak, jonet e bikarbonatit baraspeshojnë jonet e tepërta të hidrogjenit. Ashtu dhe anasjelltas, kur në gjak rritet alkaliniteti, acidi karbonik çliron jone hidrogjeni për të rikthyer baraspeshën.

• Një shembull tjetër është bashkësia asnjanësuese e fosfateve, e cila gjen përdorim në mjedise laboratorike. Në gjuhën shkencore kjo bashkësi quhet sistemi buferik i fosfateve. Në këtë bashkësi bëjnë pjesë dihidrogjen fosfat (H₂O₄P−1) dhe hidrogjen fosfat (HPO₄²⁻). Këto lëndë krijojnë baraspeshë tek bashkësitë biologjike.