Definicija Brønstedove i Lowryjeve teorije i kiselinsko-bazne sile

Arrhenius je definirao H protone⁺ kao izolirane vrste, iako je danas poznato da u riješenje imaju visoku privlačnost s molekulama Voda i nalaze se kako tvore hidronijeve ione (H₃ILI⁺). Na temelju ovih koncepata ilustriramo iz kiselinsko-bazne reakcije koja se odnosi na ocat, s octenom kiselinom razrijeđenom u vodi:

C₂ H₃ ILI_2(ac)+ H₂ ILI_(l) ↔ C₂ H₃ ILI₂^-_(ac)+ H₃ ILI⁺_(ac)

U ovom slučaju, octena kiselina je ta koja donira kiseli vodik dok voda djeluje kao baza uzimajući donirani proton. Zauzvrat nastaju dvije nove ionske vrste, a to su konjugirane kiseline i baze kiselina i baza iz kojih dolaze. U ovom slučaju, vrsta C₂ H₃ ILI₂^- je konjugirana baza octene kiseline dok je H₃ ILI

⁺ to je konjugirana kiselina vode. Stoga se konjugirani kiselinsko-bazni par razlikuje samo u prisutnosti kiselog vodika i, nadalje, ispunjena je premisa da svaka kiselina ima svoju konjugiranu bazu i obrnuto.

Pogledajmo sada sljedeću reakciju:

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

U ovom slučaju imamo konjugirani kiselinsko-bazni par koji je voda odnosno hidroksilni ion i bazu, amonijak, sa svojim konjugiranim parom, kiselom vrstom NH₄⁺.

Sada se možete pitati kako to da voda djeluje i kao kiselina i kao baza sposobnost poznat je kao amfoterizam. To je tvar koji može djelovati na oba načina ovisno o tome s kim se kombinira je amfoterna tvar.

Baš kao što definiramo konjugirane parove, oni imaju osebujnu karakteristiku: što više snagu kiselina ima kiselinu para, niža bazična sila će imati svoju konjugiranu bazu, a analogno je i za slučaj bazama, što je veća sila bazičnosti baza ima, njen konjugirani par će smanjiti silu kiselina. Možda se pitate o kojoj sili govorimo?

Pa, kada je kiselina jaka, govorimo o vrsti koja je sposobna potpuno donirati kiseli vodik, prenijeti sve svoje protone u vodu i potpuno se disocirati. Inače, slabe kiseline, koje su djelomično ionizirane u vodenoj otopini, znači da će se dio kiseline naći kao disocirane vrste, a dio će zadržati svoju strukturu. Pogledajmo sljedeće tipične primjere:

HCl_(g)+ H₂ ILI_(l)→ Kl^-_(ac)+ H₃ ILI⁺_(ac)

Ovo je jaka kiselina, jer se potpuno disocira, a slično se događa i s natrijevim hidroksidom, koji je jaka baza:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Sjetimo li se reakcije octene kiseline u vodenoj otopini, napominjemo da postoji a Ravnoteža između vrsta, budući da disocijacija nije potpuna i stoga postoji konstanta kiselosti termodinamika koji upravlja procesom, koji se izražava u smislu aktivnosti vrste; Međutim, u razrijeđenim otopinama može se procijeniti kroz molarne koncentracije:

Ka = C₂ H₃ ILI₂^-H₃ ILI⁺/HC₂ H₃ ILI₂

Dok za slučaj slabih baza možemo opisati stupanj do kojeg je navedena baza ionizirana ako govorimo o njenoj termodinamičkoj konstanti bazičnosti, takav je slučaj amonijaka:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Te su konstante tablično prikazane na referentnim temperaturama, a postoji i bibliografija koja pokazuje razinu kiselosti ili bazičnosti pojedinih spojeva.

Konačno, osvrnut ćemo se na autoionizaciju vode, kao što smo već vidjeli, voda ima i bazu i konjugiranu kiselinu, te možemo opisati ovu pojavu u svojoj reakciji ionizacije:

2H₂ ILI_(l)↔ OH^-_(ac)+ H₃ ILI⁺_(ac)

Mogli bismo definirati ovaj proces kao i ranije kroz uključenu konstantu, a to bi bilo:

Kc = H₃ ILI⁺Oh^-/ H₂ ILI²

Koristeći matematički raspored mogli bismo izraziti ionski proizvod vode kao sljedeću konstantu:

Kw = H₃ ILI⁺Oh^-

čija je vrijednost na 25ºC konstantna i iznosi: 1x10-14, što znači da, ako je otopina neutralna, tj. jednaka količina kiseline od baze, svaka koncentracija ionske vrste bit će: 1x10-7 mol / L.

Teme iz Brønstedove i Lowryjeve teorije i kiselinsko-bazične sile