Definition der Brønsted- und Lowry-Theorie und der Säure-Grundkraft

Arrhenius definierte die H-Protonen⁺ als isolierte Art, obwohl heute bekannt ist, dass in Lösung sie haben hoch Attraktion mit den Molekülen von Wasser und bilden die Hydroniumionen (H₃ODER⁺). Basierend auf diesen Konzepten veranschaulichen wir anhand der Säure-Base-Reaktion in Bezug auf Essig mit in Wasser verdünnter Essigsäure:

C₂ h₃ ODER_2(ac)+ H₂ ODER_(l) C₂ h₃ ODER₂^-_(ac)+ H₃ ODER⁺_(ac)

In diesem Fall ist Essigsäure derjenige, der einen sauren Wasserstoff spendet, während Wasser als Base fungiert, die das gespendete Proton aufnimmt. Im Gegenzug werden zwei neue ionische Spezies gebildet, die die konjugierten Säuren und Basen der Säuren und Basen sind, aus denen sie stammen. In diesem Fall ist die

Spezies C₂ h₃ ODER₂^- ist die konjugierte Base von Essigsäure, während H₃ ODER⁺ es ist die konjugierte Säure des Wassers. Daher unterscheidet sich das konjugierte Säure-Base-Paar nur in Gegenwart eines sauren Wasserstoffs und außerdem ist die Prämisse erfüllt, dass jede Säure ihre konjugierte Base hat und umgekehrt.

Sehen wir uns nun die folgende Reaktion an:

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

In diesem Fall haben wir ein konjugiertes Säure-Base-Paar, das Wasser bzw. Hydroxylion ist, und eine Base, Ammoniak, mit ihrem konjugierten Paar, der sauren Spezies NH₄⁺.

Jetzt fragen Sie sich vielleicht, wieso Wasser sowohl als Säure als auch als Base wirkt, dass Fähigkeit es ist als Amphoterismus bekannt. Das ist ein Substanz die auf beide Arten wirken kann, je nachdem, mit wem es kombiniert wird, ist eine amphotere Substanz.

Genauso wie wir konjugierte Paare definieren, haben sie eine besondere Eigenschaft: je mehr Stärke Säure hat die Säure des Paares, die niedrigere basische Kraft hat ihre konjugierte Base, und es ist analog für den Fall von die Basen, je größer die Basizitätskraft der Base ist, wird ihr konjugiertes Paar die Kraft der verringern Säure. Sie fragen sich vielleicht, von welcher Kraft wir sprechen?

Nun, wenn eine Säure stark ist, sprechen wir von einer Spezies, die in der Lage ist, vollständig sauren Wasserstoff abzugeben, alle seine Protonen in Wasser zu übertragen und sich vollständig zu dissoziieren. Andernfalls sind es die schwachen Säuren, die in wässriger Lösung teilweise ionisiert werden, was bedeutet, dass ein Teil der Säure als dissoziierte Spezies gefunden wird und ein Teil ihre Struktur behält. Schauen wir uns die folgenden typischen Beispiele an:

HCl_(g)+ H₂ ODER_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ ODER⁺_(ac)

Dies ist eine starke Säure, da sie vollständig dissoziiert und in ähnlicher Weise mit Natriumhydroxid, einer starken Base, auftritt:

NaOH_(S)→ Nein⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Wenn wir uns an die Reaktion von Essigsäure in wässriger Lösung erinnern, stellen wir fest, dass es a Gleichgewicht zwischen den Spezies, da die Dissoziation nicht vollständig ist und es daher eine Säurekonstante gibt Thermodynamik das regelt den Prozess, der sich in den Aktivitäten der Art ausdrückt; In verdünnten Lösungen kann sie jedoch durch die molaren Konzentrationen abgeschätzt werden:

Ka = C₂ h₃ ODER₂^-h₃ ODER⁺/HC₂ h₃ ODER₂

Während wir im Fall schwacher Basen den Grad der Ionisierung dieser Base beschreiben können, wenn wir über ihre thermodynamische Basizitätskonstante sprechen, ist dies im Fall von Ammoniak:

KB = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Diese Konstanten sind bei Referenztemperaturen tabellarisch aufgeführt, während es auch eine Bibliographie gibt, die den Säure- oder Basizitätsgrad bestimmter Verbindungen angibt.

Schließlich beziehen wir uns auf die Autoionisation von Wasser, da Wasser sowohl eine Base als auch eine konjugierte Säure hat, um dieses Phänomen in seiner Ionisierungsreaktion zu beschreiben:

2H₂ ODER_(l)OH^-_(ac)+ H₃ ODER⁺_(ac)

Wir könnten diesen Prozess wie zuvor durch die beteiligte Konstante definieren, die wäre:

Kc = H₃ ODER⁺Oh^-/ H₂ ODER²

Mit einer mathematischen Anordnung könnten wir das Ionenprodukt von Wasser als folgende Konstante ausdrücken:

kW = H₃ ODER⁺Oh^-

Dessen Wert bei 25ºC ist konstant und beträgt: 1x10-14, was bedeutet, dass, wenn die Lösung neutral ist, also gleich Menge der Säure die der Base, jede der Konzentrationen der ionischen Spezies beträgt: 1x10-7 mol / L.

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