Kuidas on määratletud Brønstedi ja Lowry happe-aluse teooria?

Aine, mis on võimeline prootonit loovutama, on hape, samas kui see, mis selle prootoni vastu võtab, on alus. Selle väga üldise hapete ja aluste määratluse tõid keemikud J.N. Brønsted ja T.M. Lowry 1923. aastal, tuginedes H⁺ happe-aluse reaktsioonis.

Arrhenius määratles prootonid H⁺ isoleeritud liikidena, kuigi tänapäeval on teada, et lahuses on neil suur veemolekulide külgetõmme ja nad moodustavad hüdroniumioone (\({H_3}{O^ + }\)). Nende kahe kontseptsiooni põhjal uurime teadaolevat happe-aluse reaktsiooni:

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

Sel juhul loovutab äädikhape happelise vesiniku, samas kui vesi toimib alusena, võttes annetatud prootoni. Omakorda moodustub kaks uut ioonliiki, milleks on happed ja hapete ja aluste konjugeeritud alused, millest need pärinevad. Sel juhul on liik \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) äädikhappe konjugeeritud alus, samas kui \({H_3}{O^ + }\) 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:

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

Sel juhul on meil konjugeeritud happe-aluse paar, milleks on vastavalt vesi ja hüdroksüülioon, ning alus, ammoniaak, koos selle konjugaatpaariga, happe iseloomuga liik \(N{H_4}^ + \).

Nüüd võite küsida, kuidas vesi toimib nii happe kui ka alusena? Seda võimet tuntakse amfoteerismina. See tähendab, et aine, mis võib toimida mõlemal viisil sõltuvalt sellest, kellega see on ühendatud, on amfoteerne aine.

Nii nagu me defineerime konjugeeritud paare, on neil omapärane omadus: mida suurem on happe tugevus paaris oleval happel, seda madalam on aluseline tugevus. millel on oma konjugeeritud alus ja see on analoogne aluste juhtumiga, mida suurem on aluselise tugevus, seda konjugaatpaar vähendab aluse tugevust. hape. Nad imestavad, mis jõust me räägime?

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

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

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

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

Kui uurime äädikhappe reaktsiooni vesilahuses, märgime, et liikide vahel on tasakaal, kuna dissotsiatsioon ei ole täielik ja seetõttu on protsessi reguleeriv termodünaamiline happesuse konstant, mida väljendatakse funktsioonina liigid; lahjendatud lahustes saab seda aga hinnata molaarsete kontsentratsioonide kaudu:

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

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

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

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:

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

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

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

Kasutades matemaatilist paigutust, võime vee ioonkorrutist väljendada järgmise konstandiga:

\(Kw = \vasak[ {{H_3}{O^ + }} \parem]\vasak[ {O{H^ – }} \parem]\)

mille väärtus temperatuuril 25ºC on konstantne ja on: 1×10-14, mis tähendab, et kui lahus on neutraalne, st võrdne happe kogus kui alus, on iga ioonse osa kontsentratsioon: 1 × 10-7 mol/L.