Definice Bronstedovy a Lowryho teorie a acidobazické síly

Arrhenius definoval H protony⁺ jako izolované druhy, i když dnes je známo, že v řešení mají vysoké atrakce s molekulami Voda a nacházejí se při tvorbě hydroniových iontů (H₃NEBO⁺). Na základě těchto konceptů ilustrujeme z acidobazické reakce odkazující na ocet, s kyselinou octovou zředěnou ve vodě:

C₂ H₃ NEBO_2(ac)+ H₂ NEBO_(l) ↔ C₂ H₃ NEBO₂^-_(ac)+ H₃ NEBO⁺_(ac)

V tomto případě je kyselina octová ta, která daruje kyselý vodík, zatímco voda funguje jako báze při odběru darovaného protonu. Postupně se tvoří dva nové iontové druhy, což jsou konjugované kyseliny a zásady kyselin a zásad, ze kterých pocházejí. V tomto případě druh C₂ H₃ NEBO₂^- je konjugovaná báze kyseliny octové, zatímco H

₃ NEBO⁺ je to konjugovaná kyselina vody. Konjugovaný pár kyselina-báze se tedy liší pouze přítomností kyselého vodíku a navíc je splněn předpoklad, že každá kyselina má svou konjugovanou bázi a naopak.

Nyní se podívejme na následující reakci:

NH_3(ac)+ H₂ NEBO_(l)↔NH₄⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

V tomto případě máme konjugovaný pár kyselina-báze, kterým je voda a hydroxylový ion, a zásada, amoniak, s jeho konjugovaným párem, kyselým druhem NH₄⁺.

Možná se teď divíte, jak to, že voda působí jako kyselina i jako zásada, že schopnost to je známé jako amfoterismus. To znamená, a látka která může působit oběma způsoby podle toho, s kým je kombinována, je amfoterní látka.

Stejně jako definujeme konjugované páry, mají zvláštní vlastnost: čím více síla kyselina má kyselinu z páru, nižší bazická síla bude mít svou konjugovanou zásadu a je to analogické pro případ báze, čím větší je síla zásaditosti báze, její konjugovaný pár sníží sílu báze kyselina. Možná se ptáte, o jaké síle mluvíme?

Když je kyselina silná, mluvíme o druhu, který je schopen zcela darovat kyselý vodík, přenést všechny své protony do vody a zcela se disociovat. Jinak jsou to slabé kyseliny, které jsou částečně ionizovány ve vodném roztoku, to znamená, že část kyseliny bude nalezena jako disociované látky a část si zachová svou strukturu. Podívejme se na následující typické příklady:

HCl_(G)+ H₂ NEBO_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ NEBO⁺_(ac)

Jedná se o silnou kyselinu, protože se zcela disociuje a podobně se vyskytuje u hydroxidu sodného, ​​což je silná báze:

NaOH_(s)→ Ne⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Pokud si vzpomeneme na reakci kyseliny octové ve vodném roztoku, všimneme si, že existuje a Zůstatek mezi druhy, protože disociace není úplná, a proto existuje konstanta kyselosti termodynamika která řídí proces, který je vyjádřen aktivitami druhu; Ve zředěných roztocích však lze odhadnout pomocí molárních koncentrací:

Ka = C₂ H₃ NEBO₂^-H₃ NEBO⁺/HC₂ H₃ NEBO₂

Zatímco pro případ slabých zásad můžeme popsat stupeň, do kterého je tato báze ionizována, mluvíme-li o její termodynamické konstantě zásaditosti, jako je tomu u amoniaku:

Kb = NH₄⁺Ach^-/NH₃

Tyto konstanty jsou uvedeny v tabulkách při referenčních teplotách, přičemž existuje také bibliografie, která uvádí úroveň kyselosti nebo zásaditosti určitých sloučenin.

Nakonec se zmíníme o autoionizaci vody, jak jsme již viděli, voda má jak zásadu, tak konjugovanou kyselinu, abychom tento jev mohli popsat v její ionizační reakci:

2H₂ NEBO_(l)↔ OH^-_(ac)+ H₃ NEBO⁺_(ac)

Tento proces bychom mohli definovat stejně jako dříve prostřednictvím zapojené konstanty, což by bylo:

Kč = H₃ NEBO⁺Ach^-/ H₂ NEBO²

Pomocí matematického uspořádání bychom mohli vyjádřit iontový produkt vody jako následující konstantu:

Kw = H₃ NEBO⁺Ach^-

jehož hodnota při 25ºC je konstantní a je: 1x10-14, což znamená, že pokud je roztok neutrální, to znamená rovný množství kyseliny jako zásady, každá z koncentrací iontových látek bude: 1x10-7 mol / L.

Témata v Brønsted a Lowryho teorie a Acidobazická síla