Πώς ορίζεται η θεωρία οξέος-βάσης Brønsted και Lowry;

Μια ουσία που είναι ικανή να δώσει ένα πρωτόνιο είναι ένα οξύ, ενώ αυτή που λαμβάνει αυτό το πρωτόνιο είναι μια βάση. Αυτός ο πολύ γενικός ορισμός των οξέων και των βάσεων δόθηκε από τους χημικούς J.N. Brønsted και T.M. Lowry το 1923, με βάση την έννοια της μεταφοράς του H⁺ σε μια αντίδραση οξέος-βάσης.

Ο Arrhenius όρισε τα πρωτόνια H⁺ ως μεμονωμένα είδη, αν και σήμερα είναι γνωστό ότι σε διάλυμα έχουν υψηλή έλξη με τα μόρια του νερού και σχηματίζουν ιόντα υδρονίου (\({H_3}{O^ + }\)). Με βάση αυτές τις δύο έννοιες διερευνούμε μια γνωστή αντίδραση οξέος-βάσης:

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

Σε αυτή την περίπτωση, το οξικό οξύ είναι αυτό που δίνει ένα όξινο υδρογόνο ενώ το νερό λειτουργεί ως βάση, παίρνοντας το πρωτόνιο. Με τη σειρά τους, σχηματίζονται δύο νέα ιοντικά είδη, τα οποία είναι τα οξέα και οι συζυγείς βάσεις των οξέων και των βάσεων από τις οποίες προήλθαν. Σε αυτήν την περίπτωση, το είδος \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) είναι η συζευγμένη βάση του οξικού οξέος ενώ το \({H_3}{O^ + }\) είναι το συζυγές οξύ του νερού. Επομένως, το συζυγές ζεύγος οξέος-βάσης διαφέρει μόνο με την παρουσία ενός όξινου υδρογόνου και, επιπλέον, εκπληρώνεται η προϋπόθεση ότι κάθε οξύ έχει τη συζευγμένη βάση του και αντίστροφα.

Ας δούμε τώρα την ακόλουθη αντίδραση:

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

Σε αυτή την περίπτωση, έχουμε ένα συζευγμένο ζεύγος οξέος-βάσης που είναι νερό και ιόν υδροξυλίου αντίστοιχα, και μια βάση, την αμμωνία, με το συζυγές ζεύγος της, το είδος του όξινου χαρακτήρα \(N{H_4}^ + \).

Τώρα, ίσως αναρωτιέστε, πώς γίνεται το νερό να λειτουργεί και ως οξύ και ως βάση; Αυτή η ικανότητα είναι γνωστή ως αμφοτερισμός. Δηλαδή, μια ουσία που μπορεί να δράσει και με τους δύο τρόπους ανάλογα με το ποιον συνδυάζεται είναι μια ουσία επαμφοτερίζουσα.

Ακριβώς όπως ορίζουμε τα συζευγμένα ζεύγη, έχουν ένα ιδιόμορφο χαρακτηριστικό: όσο πιο όξινη ισχύς έχει το οξύ στο ζεύγος, τόσο μικρότερη είναι η βασική ισχύς. θα έχει τη συζυγή της βάση, και είναι ανάλογο με την περίπτωση των βάσεων, όσο μεγαλύτερη είναι η δύναμη της βασικότητας της βάσης, το συζυγές ζεύγος της θα μειώνει την αντοχή του οξύ. Θα αναρωτηθούν για ποια δύναμη μιλάμε;

Λοιπόν, όταν ένα οξύ είναι ισχυρό, μιλάμε για ένα είδος που είναι ικανό να δώσει πλήρως όξινο υδρογόνο, να μεταφέρει όλα τα πρωτόνια του στο νερό και να διασπαστεί εντελώς. Διαφορετικά, τα αδύναμα οξέα ιονίζονται εν μέρει σε υδατικό διάλυμα, αυτό σημαίνει ότι μέρος του οξέος θα βρεθεί ως διασπασμένα είδη και ένα μέρος θα διατηρήσει τη δομή του. Ας δούμε τα παρακάτω χαρακτηριστικά παραδείγματα:

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

Αυτό είναι ένα ισχυρό οξύ, καθώς διασπάται πλήρως, και παρομοίως συμβαίνει με το υδροξείδιο του νατρίου, το οποίο είναι μια ισχυρή βάση:

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

Αν διερευνήσουμε την αντίδραση του οξικού οξέος σε υδατικό διάλυμα, παρατηρούμε ότι υπάρχει ισορροπία μεταξύ των ειδών, αφού η διάσταση δεν είναι πλήρης και, επομένως, υπάρχει μια σταθερά θερμοδυναμικής οξύτητας που διέπει τη διαδικασία, η οποία εκφράζεται ως συνάρτηση των δραστηριοτήτων του είδος; Ωστόσο, σε αραιά διαλύματα, μπορεί να υπολογιστεί μέσω των μοριακών συγκεντρώσεων:

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

Ενώ για την περίπτωση των ασθενών βάσεων μπορούμε να περιγράψουμε τον βαθμό στον οποίο η εν λόγω βάση ιονίζεται αν μιλάμε για τη θερμοδυναμική σταθερά βασικότητας της, όπως είναι η περίπτωση της αμμωνίας:

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

Αυτές οι σταθερές παρατίθενται σε πίνακα σε θερμοκρασίες αναφοράς ενώ υπάρχει και βιβλιογραφία που υποδεικνύει το επίπεδο οξύτητας ή βασικότητας ορισμένων ενώσεων.

Τέλος, θα αναφερθούμε στον αυτοιονισμό του νερού, καθώς όπως έχουμε ήδη δει, το νερό έχει και βάση και συζευγμένο οξύ, μπορώντας να περιγράψει αυτό το φαινόμενο στην αντίδραση ιοντισμού του:

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

Θα μπορούσαμε να ορίσουμε αυτή τη διαδικασία όπως κάναμε προηγουμένως μέσω της σταθερής που εμπλέκεται, η οποία θα ήταν:

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

Καταφεύγοντας σε μια μαθηματική διάταξη θα μπορούσαμε να εκφράσουμε το ιοντικό γινόμενο του νερού ως την ακόλουθη σταθερά:

\(Kw = \αριστερά[ {{H_3}{O^ + }} \δεξιά]\αριστερά[ {O{H^ – }} \δεξιά]\)

Η τιμή του οποίου στους 25ºC είναι σταθερή και είναι: 1×10-14, που σημαίνει ότι, εάν το διάλυμα είναι ουδέτερο, δηλαδή ίσο ποσότητα οξέος από βάση, καθεμία από τις συγκεντρώσεις του ιοντικού είδους θα είναι: 1×10-7 mol/L.