Brønstedi ja Lowry teooria ning happe-aluselise jõu definitsioon

Arrhenius määratles H prootonid⁺ isoleeritud liikidena, kuigi tänapäeval on teada, et in lahendus neil on kõrge atraktsioon molekulidega Vesi ja leitakse, et need moodustavad hüdroniumioone (H₃VÕI⁺). Nendele kontseptsioonidele tuginedes illustreerime happe-aluse reaktsiooni, mis viitab äädikale vees lahjendatud äädikhappega:

C₂ H₃ VÕI_2(ac)+ H₂ VÕI_(l) ↔ C₂ H₃ VÕI₂^-_(ac)+ H₃ VÕI⁺_(ac)

Sel juhul on äädikhape see, kes loovutab happelise vesiniku, samas kui vesi toimib annetatud prootoni võtmise alusena. Omakorda moodustub kaks uut ioonliiki, milleks on hapete ja aluste konjugeeritud happed ja alused, millest nad pärinevad. Sel juhul on liigid C₂ H₃ VÕI₂^- on äädikhappe konjugeeritud alus, samas kui H

₃ VÕI⁺ see on vee konjugeeritud hape. Seetõttu erineb konjugeeritud happe-aluse paar ainult happelise vesiniku juuresolekul ja pealegi on täidetud eeldus, et igal happel on oma konjugeeritud alus ja vastupidi.

Vaatame nüüd järgmist reaktsiooni:

NH_3(ac)+ H₂ VÕI_(l)↔NH₄⁺_(ac)+ oh^-_(ac)

Sel juhul on meil konjugeeritud happe-aluse paar, milleks on vastavalt vesi ja hüdroksüülioon, ning alus, ammoniaak, koos selle konjugeeritud paariga, happeline liik NH₄⁺.

Nüüd võite küsida, kuidas vesi toimib nii happe kui ka alusena võime seda tuntakse amfoteerismina. See tähendab, a aine mis võib toimida mõlemal viisil sõltuvalt sellest, kellega see on kombineeritud, on amfoteerne aine.

Nii nagu me defineerime konjugeeritud paare, on neil omapärane omadus: seda rohkem tugevus happel on paari hape, madalamal aluselisel jõul on konjugeeritud alus ja see on analoogne alused, mida suurem on aluselisusjõud, seda konjugaatpaar vähendab aluse jõudu. hape. Võite küsida, mis jõust me räägime?

Noh, kui hape on tugev, räägime liigist, mis on võimeline täielikult annetama happelist vesinikku, kandma kõik oma prootonid vette ja täielikult dissotsieeruma. Vastasel juhul on vesilahuses osaliselt ioniseeritud nõrgad happed, mis tähendab, et osa happest leitakse dissotsieerunud liikidena ja osa säilitab oma struktuuri. Vaatame järgmisi tüüpilisi näiteid:

HCl_(g)+ H₂ VÕI_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ VÕI⁺_(ac)

See on tugev hape, kuna dissotsieerub täielikult ja esineb samamoodi naatriumhüdroksiidiga, mis on tugev alus:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ oh^-_(ac)

Kui meenutame äädikhappe reaktsiooni vesilahuses, siis märgime, et on olemas a Tasakaal liikide vahel, kuna dissotsiatsioon ei ole täielik ja seetõttu on olemas happesuse konstant termodünaamika mis juhib protsessi, mis väljendub liigi tegevuses; Lahjendatud lahustes saab seda aga hinnata molaarsete kontsentratsioonide kaudu:

Ka = C₂ H₃ VÕI₂^-H₃ VÕI⁺/HC₂ H₃ VÕI₂

Kui nõrkade aluste puhul saame kirjeldada selle aluse ioniseerumisastet, kui räägime selle termodünaamilise aluselisuskonstandist, siis ammoniaagi puhul on see selline:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Need konstandid on toodud tabelina võrdlustemperatuuridel, samas on olemas ka bibliograafia, mis näitab teatud ühendite happesuse või aluselisuse taset.

Lõpuks räägime vee autoionisatsioonist, nagu juba nägime, vees on nii alus kui ka konjugeeritud hape, mis suudab seda nähtust oma ionisatsioonireaktsioonis kirjeldada:

2H₂ VÕI_(l)↔ Oh^-_(ac)+ H₃ VÕI⁺_(ac)

Võiksime määratleda selle protsessi nii nagu me varem tegime pideva kaasatud protsessi kaudu, mis oleks:

Kc = H₃ VÕI⁺Oh^-/ H₂ VÕI²

Matemaatilise paigutuse abil saaksime vee ioonkorrutist väljendada järgmise konstandiga:

Kw = H₃ VÕI⁺Oh^-

mille väärtus temperatuuril 25ºC on konstantne ja on: 1x10-14, mis tähendab, et kui lahus on neutraalne, st võrdne happe kogus aluse omast, iga ioonse osa kontsentratsioon on: 1x10-7 mol / L.

Brønstedi ja Lowry teooria ning happe-aluselise jõu teemad