Jak je definována Brønstedova a Lowryova acidobazická teorie?

Látka, která je schopna darovat proton, je kyselina, zatímco látka, která tento proton přijímá, je báze. Tuto velmi obecnou definici kyselin a zásad přinesli chemici J.N. Bronsted a T.M. Lowry v roce 1923, na základě konceptu přenosu H⁺ v acidobazické reakci.

Arrhenius definované protony H⁺ jako izolované druhy, ačkoli dnes je známo, že v roztoku mají vysokou přitažlivost s molekulami vody a tvoří hydroniové ionty (\({H_3}{O^ + }\)). Na základě těchto dvou konceptů zkoumáme známou acidobazickou reakci:

\(H{C_2}{H_3}{O_2}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow {C_2}{H_3}{O_2 }{^ –{\left( {ac} \right)}} + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

V tomto případě je kyselina octová ta, která daruje kyselý vodík, zatímco voda působí jako báze a bere darovaný proton. Postupně se tvoří dva nové iontové druhy, což jsou kyseliny a konjugované zásady kyselin a zásad, ze kterých pocházejí. V tomto případě je druh \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) konjugovanou bází kyseliny octové, zatímco \({H_3}{O^ + }\) je konjugovanou kyselinou 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:

\(N{H_3}_{\left( {ac} \right)} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftarrow N{H_4}{^ + {\left( {ac } \right)}} + \;O{H^ – }_{\left( {ac} \right)}\)

V tomto případě máme konjugovaný pár kyselina-báze, kterým je voda, respektive hydroxylový iont, a zásadu, amoniak, s jeho konjugovaným párem, druh kyselého charakteru \(N{H_4}^ + \).

Možná se teď divíte, jak to, že voda působí jako kyselina i zásada? Tato schopnost je známá jako amfoterie. To znamená, že látka, která může působit oběma způsoby v závislosti na tom, s kým je kombinována, je látka amfoterní.

Stejně jako definujeme konjugované páry, mají zvláštní charakteristiku: čím kyselejší sílu má kyselina v páru, tím nižší je bazická síla. bude mít svou konjugovanou bázi a je to analogické jako v případě bází, čím větší sílu zásaditosti báze má, tím její konjugovaný pár sníží sílu báze. kyselina. Budou se divit, o jaké síle to mluvíme?

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

\(HC{l_{\left( g \right)}} + {H_2}{O_{\left( l \right)}} \to C{l^ – }_{\left( {ac} \right) } + \;{H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

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

\(NaO{H_{\left( s \right)}} \to N{a^ + }_{\left( {ac} \right)} + \;O{H^ – }_{\left( { ac} \right)}\)

Pokud prozkoumáme reakci kyseliny octové ve vodném roztoku, zjistíme, že mezi druhy existuje rovnováha, protože disociace není úplný, a proto existuje termodynamická konstanta kyselosti, která řídí proces a která je vyjádřena jako funkce aktivit druh; ve zředěných roztocích však lze odhadnout pomocí molárních koncentrací:

\(Ka = \frac{{\left[ {{C_2}{H_3}{O_2}^ – } \right]\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]}}{{\left[ {H{C_2}{H_3}{O_2}} \right]}}\)

Zatímco pro případ slabých zásad můžeme popsat míru, do jaké se uvedená báze ionizuje, mluvíme-li o její termodynamické konstantě zásaditosti, jako je tomu v případě amoniaku:

\(Kb = \frac{{\left[ {N{H_4}^ + } \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{\left[ {N{H_3}} \ že jo]}}\)

Tyto konstanty jsou uvedeny v tabulce 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, přičemž jsme schopni tento jev popsat v její ionizační reakci:

\(2{H_2}{O_{\left( l \right)}} \leftrightarrow \) \(O{H^ – }_{\left( {ac} \right)} + {H_3}{O^ + }_{\left( {ac} \right)}\)

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

\(Kc = \frac{{\left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]}}{{{{\left[ {{H_2 }O} \right]}^2}}}\)

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

\(Kw = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]\)

jehož hodnota při 25ºC je konstantní a je: 1×10-14, což znamená, že pokud je roztok neutrální, to znamená, že množství kyseliny než zásady, každá z koncentrací iontových látek bude: 1×10-7 mol/l.