A Brønsted és Lowry elmélet és a sav-bázis erő meghatározása

Candela Rocío Barbisan | november 2021
Vegyészmérnök

Arrhenius meghatározta a H protonokat⁺ elszigetelt fajként, bár ma már ismeretes, hogy in megoldás magasak vonzerő molekuláival Víz és hidroniumionokat képeznek (H₃VAGY⁺). Ezen koncepciók alapján szemléltetjük az ecetre utaló sav-bázis reakciót vízzel hígított ecetsavval:

C₂ H₃ VAGY_2(ac)+ H₂ VAGY_(l) ↔ C₂ H₃ VAGY₂^-_(ac)+ H₃ VAGY⁺_(ac)

Ebben az esetben az ecetsav az, aki savas hidrogént ad, míg a víz bázisként veszi fel az adományozott protont. Viszont két új ionos faj képződik, amelyek a származási savak és bázisok konjugált savai és bázisai. Ebben az esetben a faj C₂ H₃ VAGY₂^- az ecetsav konjugált bázisa, míg a H₃ VAGY⁺ ez a víz konjugált sava. Ezért a konjugált sav-bázis pár csak savas hidrogén jelenlétében különbözik, és ezen túlmenően teljesül az a feltevés, hogy minden savnak megvan a konjugált bázisa és fordítva.

Most tekintsük át a következő reakciót:

NH_3(ac)+ H₂ VAGY_(l)↔NH₄⁺_(ac)+ Ó^-_(ac)

Ebben az esetben van egy konjugált sav-bázis párunk, amely víz, illetve hidroxil-ion, és egy bázis, az ammónia, a konjugált párjával, az NH savas fajtával.₄⁺.

Most elgondolkodhat azon, hogyan működik az, hogy a víz savként és bázisként is működik képesség amfoterizmus néven ismert. Az egy anyag amely mindkét módon hathat attól függően, hogy kivel van kombinálva, egy amfoter anyag.

Ahogy a konjugált párokat definiáljuk, van egy sajátos jellemzőjük: minél több erő a savnak a pár savja van, az alacsonyabb bázikus erőnek lesz a konjugált bázisa, és ez analóg minél nagyobb a bázis bázikus ereje, a konjugált párja csökkenti a bázis erejét. sav. Kíváncsi lehet, milyen erőről beszélünk?

Nos, amikor egy sav erős, akkor egy olyan fajról beszélünk, amely képes teljesen savas hidrogént leadni, minden protonját átadni a víznek, és teljesen disszociálni. Ellenkező esetben a gyenge savak azok, amelyek vizes oldatban részlegesen ionizálódnak, ami azt jelenti, hogy a sav egy része disszociált fajként található meg, egy része pedig megtartja szerkezetét. Nézzük a következő tipikus példákat:

HCl_(g)+ H₂ VAGY_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ VAGY⁺_(ac)

Ez egy erős sav, mivel teljesen disszociál, és hasonló a nátrium-hidroxiddal, amely erős bázis:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ Ó^-_(ac)

Ha emlékszünk az ecetsav reakciójára vizes oldatban, megjegyezzük, hogy van a Egyensúly fajok között, mivel a disszociáció nem teljes, és ezért savassági állandó van termodinamika ez irányítja a folyamatot, amely a faj tevékenységében fejeződik ki; Híg oldatokban azonban a moláris koncentrációk segítségével becsülhető meg:

Ka = C₂ H₃ VAGY₂^-H₃ VAGY⁺/HC₂ H₃ VAGY₂

Míg a gyenge bázisok esetében leírhatjuk, hogy az adott bázis milyen mértékben ionizálódik, ha a bázikusság termodinamikai állandójáról beszélünk, addig az ammónia esetében ilyen:

Kb = NH₄⁺Ó^-/NH₃

Ezek az állandók referencia-hőmérsékleten vannak táblázatba foglalva, és van egy bibliográfia is, amely bizonyos vegyületek savassági vagy bázikussági szintjét jelzi.

Végül kitérünk a víz autoionizációjára, amint azt már láttuk, a víznek van bázisa és konjugált savja is, amely ezt a jelenséget ionizációs reakciójában leírhatja:

2H₂ VAGY_(l)↔ Ó^-_(ac)+ H₃ VAGY⁺_(ac)

Ezt a folyamatot úgy határozhatnánk meg, ahogyan korábban tettük, az állandó bevonással, ami a következő lenne:

Kc = H₃ VAGY⁺Ó^-/ H₂ VAGY²

Matematikai elrendezéssel a víz ionos szorzatát a következő állandóval fejezhetjük ki:

Kw = H₃ VAGY⁺Ó^-

melynek értéke 25°C-on állandó és: 1x10-14, ami azt jelenti, hogy ha az oldat semleges, azaz egyenlő a sav mennyisége a báziséhoz képest, az ionfajták mindegyik koncentrációja: 1x10-7 mol / L.