Hogyan definiálható a Brønsted és Lowry sav-bázis elmélet?

Az az anyag, amely képes protont adni, egy sav, míg az, amelyik ezt a protont fogadja, egy bázis. A savaknak és bázisoknak ezt a nagyon általános meghatározását a kémikusok, J.N. Brønsted és T.M. Lowry 1923-ban, H. transzfer koncepciója alapján⁺ sav-bázis reakcióban.

Arrhenius meghatározta a H protonokat⁺ mint izolált fajok, bár ma már ismert, hogy oldatban erősen vonzzák a vízmolekulákat, és hidrogénionokat képeznek (\({H_3}{O^ + }\)). E két koncepció alapján egy ismert sav-bázis reakciót vizsgálunk:

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

Ebben az esetben az ecetsav az, amely savas hidrogént ad, míg a víz bázisként működik, és elveszi az adományozott protont. Viszont két új ionfajta képződik, amelyek a savak és a savak és bázisok konjugált bázisai, amelyekből származnak. Ebben az esetben a \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) faj az ecetsav konjugált bázisa, míg a \({H_3}{O^ + }\) 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:

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

Ebben az esetben van egy konjugált sav-bázis párunk, amely víz, illetve hidroxil-ion, és egy bázis, az ammónia, a konjugált párjával, a \(N{H_4}^ + \) savjellegű fajtával.

Most elgondolkodhat azon, hogyan működik az, hogy a víz savként és bázisként is működik? Ezt a képességet amfoterizmusnak nevezik. Vagyis az az anyag, amely mindkét módon hathat attól függően, hogy kivel van kombinálva, amfoter anyag.

Ahogy a konjugált párokat definiáljuk, ezeknek is van egy sajátos jellemzőjük: minél nagyobb a sav erőssége a párban, annál kisebb a bázikus erőssége. lesz konjugált bázisa, és ez analóg a bázisok esetével, minél nagyobb a bázis erőssége, a konjugált párja csökkenti a bázis erősségét. sav. Kíváncsiak lesznek, 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 vizes oldatban részlegesen ionizálódnak, ami azt jelenti, hogy a sav egy része disszociált fajként fog megjelenni, egy része pedig megtartja szerkezetét. Nézzük a következő tipikus példákat:

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

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

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

Ha megvizsgáljuk az ecetsav reakcióját vizes oldatban, akkor azt látjuk, hogy a fajok között egyensúly van, mivel a disszociáció nem teljes, ezért van egy termodinamikai savassági állandó, amely szabályozza a folyamatot, és ez a folyamat függvényében fejeződik ki. faj; híg oldatokban azonban a moláris koncentrációkon keresztül becsülhető:

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

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

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

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:

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

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

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

Matematikai elrendezést alkalmazva a víz ionos szorzatát a következő állandóval fejezhetjük ki:

\(Kw = \bal[ {{H_3}{O^ + }} \jobbra]\balra[ {O{H^ – }} \jobbra]\)

melynek értéke 25ºC-on állandó és: 1×10-14, ami azt jelenti, hogy ha az oldat semleges, azaz egyenlő savmennyiség, mint bázis, az ionfajták mindegyik koncentrációja: 1×10-7 mol/L.