Skābes

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 HnA (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-, HPO42-, HS-, HCO3- un citi;
 molekulārie amfolīti: H2O, Al(OH)3 ⋅ 3H2O u.c.

 Ķīmiskās īpašības 

200px|thumb|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.

Šo līdzsvara procesu raksturo skābuma konstante Ka.

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 
Skābes nosaukumsĶīmiskā formulapKaSkābei atbilstošie sāļiSkābei atbilstošais jons ūdens šķīdumāSālsskābe (hlorūdeņražskābe)HCl−6,3HlorīdiHlorīdjonsFluorūdeņražskābeHF3,17FluorīdiFluorīdjonsBromūdeņražskābeHBr−8,7BromīdiBromīdjonsJodūdeņražskābeHI−9,3JodīdiJodīdjonsSērskābeH2SO4−3Sulfāti un hidrogēnsulfātiSulfātjons, hidrogēnsulfātjonsSērpaskābeH2SO31,857Sulfīti un hidrogēnsulfītiSulfītjons, hidrogēnsulfītjonsSērūdeņražskābeH2S7,0SulfīdiSulfīdjonsTiosērskābeH2S2O30,6TiosulfātiTiosulfātjonsSlāpekļskābeHNO3−1,4NitrātiNitrātjonsSlāpekļpaskābeHNO23,398NitrītiNitrītjonsSlāpekļūdeņražskābeHN34,6AzīdiAzīdjonsOrtofosforskābeH3PO42,148Ortofosfāti vai fosfāti; hidrogēnfosfāti, dihidrogēnfosfātiOrtofosfātjons vai vienkārši fosfātjonsOgļskābeH2CO36,367Karbonāti un hidrogēnkarbonātiKarbonātjons, hidrogēnkarbonātjonsSilīcijskābe (kramskābe)H4SiO4 u.c.9,84Silikāti (ortosilikāti u.c.)SilikātjonsBorskābeH3BO39,24Borāti (ortoborāti u.c.)BorātjonsHlorapskābeHClO7,53HipohlorītiHipohlorītjonsHlorpaskābeHClO21,96HlorītiHlorītjonsHlorskābeHClO3−4HlorātiHlorātjonsPerhlorskābeHClO4−8PerhlorātiPerhlorātjonsCiānūdeņražskābe (zilskābe)HCN9,21CianīdiCianīdjonsHromskābeH2CrO41Hromāti, dihromāti u.c.Hromātjons, dihromātjonsSprāgstošā skābeH−CN→O—Fulmināti—CiānskābeHOCN3,47CianātiCianātjons + izocianātjonsRodānūdeņražskābe (tiociānskābe)HSCN0,926Rodanīdi (tiocianāti)Rodanīdjons (tiocianātjons)SkudrskābeHCOOH3,77FormiātiFormiātjonsEtiķskābeCH3COOH4,76AcetātiAcetātjonsPropionskābeCH3CH2COOH4,87PropionātiPropionātjonsSviestskābeС3Н7СООН4,82ButirātiButirātjonsBaldriānskābeС4Н9СООН4,82ValerātiValerātjonsOleīnskābeC17H33СООН—Oleāti—PalmitīnskābeС15Н31СООН4,78Palmitāti—StearīnskābeС17Н35СООН—Stearāti—BenzoskābeC6H5COOH4,202BenzoātiBenzoātjonsDzintarskābeHOOC—CH2—CH2—COOH4,2SukcinātiSukcinātjonsKanēļskābeC6H5−CH=CH−COOH4,44CinnamātiCinnamātjonsKorķskābeHOOC—(CH2)6—COOH4,526SuberātiSuberātjonsSkābeņskābeHOOC—COOH1,25OksalātiOksalātjonsKvadrātskābeC4H2O42,2SkvarātiSkvarātjonsCitronskābeC6H8O73,14CitrātiCitrātjonsPienskābeCH3CHOHCOOH3,86LaktātiLaktātjonsVīnskābeНООС—СНОН—СНОН—СООН2,95TartrātiTartrātjonsĀbolskābeНООС—СН(ОН)—СН2—СООН3,4MalātiMalātjonsPirovīnogskābeCH3CO−СООН2,5PiruvātiPiruvātjons
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

 Atsauces 

 Ārējās saites 

 Skābju stipruma tabula 

Kategorija:Ķīmiskas vielas
Kategorija:Ķīmija
Kategorija:Sadzīves ķīmija