تعريف نظرية برونستيد ولوري والقوة الحمضية الأساسية

كانديلا روسيو باربيسان | نوفمبر. 2021
مهندس كيميائي

حدد أرهينيوس بروتونات H.⁺ كأنواع معزولة ، على الرغم من أنه من المعروف اليوم أنه في المحلول لديهم عالية جاذبية مع جزيئات ماء وتوجد تشكل أيونات الهيدرونيوم (H₃أو⁺). بناءً على هذه المفاهيم نوضح من تفاعل الحمض القاعدي الذي يشير إلى الخل ، مع حمض الأسيتيك المخفف في الماء:

ج₂ ح₃ أو_2(أ)+ ح₂ أو_(ل) ↔ ج₂ ح₃ أو₂^-_(أ)+ ح₃ أو⁺_(أ)

في هذه الحالة ، حمض الأسيتيك هو الشخص الذي يتبرع بالهيدروجين الحمضي بينما يعمل الماء كقاعدة لأخذ البروتون المتبرع به. في المقابل ، يتم تكوين نوعين أيونيين جديدين ، وهما الأحماض المترافقة وقواعد الأحماض والقواعد التي أتوا منها. في هذه الحالة ، فإن محيط ج₂ ح₃ أو₂^- هي القاعدة المترافقة لحمض الخليك بينما H₃ أو⁺ إنه حمض الماء المترافق. لذلك ، يختلف زوج القاعدة الحمضي المترافق فقط في وجود الهيدروجين الحمضي ، علاوة على ذلك ، يتم تحقيق الفرضية القائلة بأن كل حمض له قاعدته المقترنة والعكس صحيح.

لنراجع الآن رد الفعل التالي:

نيو هامبشاير_3(أ)+ ح₂ أو_(ل)↔NH₄⁺_(أ)+ أوه^-_(أ)

في هذه الحالة ، لدينا زوج مترافق من القاعدة الحمضية هو الماء وأيون الهيدروكسيل على التوالي ، وقاعدة الأمونيا مع زوجها المقترن ، النوع الحمضي NH₄⁺.

الآن ، قد تتساءل كيف يعمل الماء كحمض وكقاعدة ، ذلك قدرة ومن المعروف باسم التذبذب. هذا هو مستوى والتي يمكن أن تعمل في كلا الاتجاهين اعتمادًا على من يتم دمجها مع مادة مذبذبة.

مثلما نحدد الأزواج المترافقة ، فإنها تتمتع بخاصية غريبة: الأكثر الخضوع ل يحتوي الحمض على حمض الزوج ، وستكون للقوة الأساسية السفلية قاعدتها المرافقة ، وهي مماثلة لحالة القواعد ، كلما زادت قوة القاعدة الأساسية ، سيقلل زوجها المقترن من قوة حامض. قد تتساءل ، ما هي القوة التي نتحدث عنها؟

حسنًا ، عندما يكون الحمض قويًا ، فإننا نتحدث عن نوع قادر تمامًا على التبرع بالهيدروجين الحمضي ، ونقل جميع بروتوناته إلى الماء وفصل نفسه تمامًا. خلاف ذلك ، فإن الأحماض الضعيفة ، والتي تتأين جزئيًا في محلول مائي ، وهذا يعني أن جزءًا من الحمض سيتم العثور عليه كأنواع منفصلة وسيحتفظ الجزء ببنيته. لنلقِ نظرة على الأمثلة النموذجية التالية:

حمض الهيدروكلوريك_(ز)+ ح₂ أو_(ل)→ Cl^-_(أ)+ ح₃ أو⁺_(أ)

هذا حمض قوي ، لأنه يتفكك تمامًا ، وبالمثل يحدث مع هيدروكسيد الصوديوم ، وهو قاعدة قوية:

هيدروكسيد الصوديوم_(س)→ نا⁺_(أ)+ أوه^-_(أ)

إذا تذكرنا تفاعل حمض الأسيتيك في محلول مائي ، نلاحظ وجود أ الرصيد بين الأنواع ، لأن التفكك ليس كاملاً ، وبالتالي ، هناك ثابت حموضة الديناميكا الحرارية التي تحكم العملية ، والتي يتم التعبير عنها من حيث أنشطة الأنواع ؛ ومع ذلك ، في المحاليل المخففة ، يمكن تقديرها من خلال التركيزات المولية:

كا = ج₂ ح₃ أو₂^-ح₃ أو⁺/HC₂ ح₃ أو₂

بينما في حالة القواعد الضعيفة يمكننا وصف درجة تأين القاعدة المذكورة إذا تحدثنا عن ثابتها الديناميكي الحراري الأساسي ، مثل حالة الأمونيا:

ك ب = NH₄⁺أوه^-/NH₃

يتم جدولة هذه الثوابت في درجات حرارة مرجعية ، بينما هناك أيضًا ببليوغرافيا تشير إلى مستوى الحموضة أو قاعدية بعض المركبات.

أخيرًا ، سوف نشير إلى التأين الذاتي للماء ، كما رأينا بالفعل ، يحتوي الماء على قاعدة وحمض مترافق ، وهو قادر على وصف هذه الظاهرة في تفاعل التأين:

2 ح₂ أو_(ل)↔ أوه^-_(أ)+ ح₃ أو⁺_(أ)

يمكننا تحديد هذه العملية كما فعلنا سابقًا من خلال الثابت المتضمن ، والذي سيكون:

كك = ح₃ أو⁺أوه^-/ ح₂ أو²

باستخدام الترتيب الرياضي ، يمكننا التعبير عن الناتج الأيوني للماء على أنه الثابت التالي:

كو = ح₃ أو⁺أوه^-

قيمته عند 25 درجة مئوية ثابتة وهي: 1x10-14 ، مما يعني أنه إذا كان الحل محايدًا ، أي يساوي كمية الحمض من القاعدة ، سيكون كل تركيز من الأنواع الأيونية: 1x10-7 مول / ل.