Kako je definirana Brønstedova i Lowryjeva acidobazna teorija?

Tvar koja je sposobna donirati proton je kiselina, dok je ona koja prima taj proton baza. Ovu vrlo opću definiciju kiselina i baza donijeli su kemičari J.N. Brønsted i T.M. Lowry 1923., na temelju koncepta prijenosa H⁺ u kiselo-baznoj reakciji.

Arrhenius je definirao protone H⁺ kao izolirane vrste, iako je danas poznato da u otopini imaju veliku privlačnost s molekulama vode i tvore hidronijeve ione (\({H_3}{O^ + }\)). Na temelju ova dva koncepta istražujemo poznatu kiselinsko-baznu reakciju:

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

U ovom slučaju, octena kiselina je ta koja donira kiseli vodik, dok voda djeluje kao baza, uzimajući donirani proton. S druge strane, formiraju se dvije nove ionske vrste, a to su kiseline i konjugirane baze kiselina i baza iz kojih su nastale. U ovom slučaju, vrsta \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) je konjugirana baza octene kiseline dok je \({H_3}{O^ + }\) konjugirana kiselina vode. Stoga se konjugirani kiselinsko-bazni par razlikuje samo u prisutnosti kiselog vodika i, nadalje, ispunjena je pretpostavka da svaka kiselina ima svoju konjugiranu bazu i obrnuto.

Pogledajmo sada sljedeću reakciju:

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

U ovom slučaju, imamo konjugirani kiselinsko-bazni par koji je voda odnosno hidroksilni ion, i bazu, amonijak, sa svojim konjugiranim parom, vrstom kiselinskog karaktera \(N{H_4}^ + \).

Sad se možda pitate kako to da voda djeluje i kao kiselina i kao baza? Ta sposobnost je poznata kao amfoterizam. To jest, tvar koja 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 kiselina u paru ima veću kiselinsku snagu, niža je bazična snaga. imat će svoju konjugiranu bazu, a analogno je slučaju baza, što je veća snaga bazičnosti baze, njen konjugirani par će smanjiti snagu kiselina. Pitat će se o kojoj sili govorimo?

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

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

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

\(NaO{H_{\lijevo( s \desno)}} \na N{a^ + }_{\lijevo( {ac} \desno)} + \;O{H^ – }_{\lijevo( { ac} \desno)}\)

Ako istražujemo reakciju octene kiseline u vodenoj otopini, primijetit ćemo da postoji ravnoteža između vrsta, budući da disocijacija nije potpuna i stoga postoji termodinamička konstanta kiselosti koja upravlja procesom, a koja se izražava kao funkcija aktivnosti vrsta; međutim, u razrijeđenim otopinama može se procijeniti putem molarnih koncentracija:

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

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

\(Kb = \frac{{\lijevo[ {N{H_4}^ + } \desno]\lijevo[ {O{H^ – }} \desno]}}{{\lijevo[ {N{H_3}} \ pravo]}}\)

Te su konstante prikazane u tablici 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, što može opisati ovaj fenomen u svojoj reakciji ionizacije:

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

Mogli bismo definirati ovaj proces kao što smo ranije učinili kroz uključenu konstantu, koja bi bila:

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

Pribjegavajući matematičkom rasporedu mogli bismo izraziti ionski produkt vode kao sljedeću konstantu:

\(Kw = \lijevo[ {{H_3}{O^ + }} \desno]\lijevo[ {O{H^ – }} \desno]\)

čija je vrijednost na 25ºC konstantna i iznosi: 1×10-14, što implicira da, ako je otopina neutralna, tj. količina kiseline u odnosu na bazu, svaka od koncentracija ionskih vrsta bit će: 1×10-7 mol/L.