Wie ist die Säure-Base-Theorie von Brønsted und Lowry definiert?

Eine Substanz, die ein Proton abgeben kann, ist eine Säure, während derjenige, der dieses Proton aufnimmt, eine Base ist. Diese sehr allgemeine Definition von Säuren und Basen wurde von den Chemikern J.N. Brønsted und T.M. Lowry 1923, basierend auf dem Transferkonzept von H⁺ in einer Säure-Base-Reaktion.

Arrhenius definierte Protonen H⁺ als isolierte Spezies, obwohl heute bekannt ist, dass sie in Lösung eine starke Anziehungskraft auf Wassermoleküle ausüben und Hydroniumionen (\({H_3}{O^ + }\)) bilden. Basierend auf diesen beiden Konzepten untersuchen wir eine bekannte Säure-Base-Reaktion:

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

In diesem Fall ist Essigsäure diejenige, die einen sauren Wasserstoff abgibt, während Wasser als Base fungiert und das abgegebene Proton aufnimmt. Im Gegenzug werden zwei neue Ionenarten gebildet, nämlich die Säuren und die konjugierten Basen der Säuren und Basen, aus denen sie stammen. In diesem Fall ist die Spezies \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) die konjugierte Base von Essigsäure, während \({H_3}{O^ + }\) die konjugierte Säure von Wasser ist. Daher unterscheidet sich das konjugierte Säure-Base-Paar nur in Anwesenheit eines aciden Wasserstoffs und außerdem ist die Prämisse erfüllt, dass jede Säure ihre konjugierte Base hat und umgekehrt.

Betrachten wir nun die folgende Reaktion:

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

In diesem Fall haben wir ein konjugiertes Säure-Base-Paar, das Wasser bzw. ein Hydroxylion ist, und eine Base, Ammoniak, mit ihrem konjugierten Paar, der Spezies mit Säurecharakter \(N{H_4}^ + \).

Nun fragen Sie sich vielleicht, wie es kommt, dass Wasser sowohl als Säure als auch als Base wirkt? Diese Fähigkeit ist als Amphoterie bekannt. Das heißt, eine Substanz, die auf beide Arten wirken kann, je nachdem, mit wem sie kombiniert wird, ist eine amphotere Substanz.

So wie wir konjugierte Paare definieren, haben sie eine besondere Eigenschaft: Je mehr Säurestärke die Säure im Paar hat, desto geringer ist die Basenstärke. wird seine konjugierte Base haben, und es ist analog zu dem Fall der Basen, je größer die Basizitätsstärke der Base ist, desto geringer ist die Stärke des konjugierten Paares Säure. Sie werden sich fragen, von welcher Kraft wir sprechen?

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

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

Dies ist eine starke Säure, da sie vollständig dissoziiert und ähnlich mit Natriumhydroxid auftritt, das eine starke Base ist:

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

Wenn wir die Reaktion von Essigsäure in wässriger Lösung untersuchen, stellen wir fest, dass es ein Gleichgewicht zwischen den Spezies gibt, da die Dissoziation es nicht ist vollständig und daher gibt es eine thermodynamische Säurekonstante, die den Prozess regelt, die als Funktion der Aktivitäten der ausgedrückt wird Spezies; in verdünnten Lösungen kann sie jedoch durch die molaren Konzentrationen abgeschätzt werden:

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

Während wir für schwache Basen den Grad der Ionisierung der Base beschreiben können, wenn wir von ihrer thermodynamischen Basizitätskonstante sprechen, ist dies der Fall von Ammoniak:

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

Diese Konstanten sind bei Referenztemperaturen tabelliert, während es auch eine Bibliographie gibt, die den Grad an Säure oder Basizität bestimmter Verbindungen angibt.

Abschließend beziehen wir uns auf die Autoionisierung von Wasser, wie wir bereits gesehen haben, Wasser hat sowohl eine Base als auch eine konjugierte Säure, um dieses Phänomen in seiner Ionisierungsreaktion beschreiben zu können:

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

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

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

Wenn wir auf eine mathematische Anordnung zurückgreifen, könnten wir das Ionenprodukt von Wasser als die folgende Konstante ausdrücken:

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

Deren Wert bei 25 ° C ist konstant und beträgt: 1 × 10-14, was bedeutet, dass, wenn die Lösung neutral ist, das heißt, gleich ist Menge an Säure als Base, jede der Konzentrationen der ionischen Spezies beträgt: 1×10-7 mol/L.