Definizione di teoria di Brønsted e Lowry e forza acido-basica

Arrhenius definì i protoni H⁺ come specie isolata, anche se oggi si sa che in soluzione hanno alti attrazione con le molecole di Acqua e si trovano a formare gli ioni idronio (H₃O⁺). Sulla base di questi concetti illustriamo dalla reazione acido-base riferita all'aceto, con acido acetico diluito in acqua:

C₂ h₃ O_2(AC)+ H₂ O_(l) C₂ h₃ O₂^-_(AC)+ H₃ O⁺_(AC)

In questo caso, l'acido acetico è colui che dona un idrogeno acido mentre l'acqua funge da base prendendo il protone donato. A loro volta si formano due nuove specie ioniche, che sono gli acidi e le basi coniugati degli acidi e delle basi da cui provengono. In questo caso, il

specie C₂ h₃ O₂^- è la base coniugata dell'acido acetico mentre H₃ O⁺ è l'acido coniugato dell'acqua. Pertanto, la coppia coniugata acido-base differisce solo in presenza di un idrogeno acido e, inoltre, è soddisfatta la premessa che ogni acido ha la sua base coniugata e viceversa.

Ora esaminiamo la seguente reazione:

NH_3(AC)+ H₂ O_(l)NH₄⁺_(AC)+ OH^-_(AC)

In questo caso abbiamo una coppia coniugata acido-base che è rispettivamente acqua e ione ossidrile, e una base, l'ammoniaca, con la sua coppia coniugata, la specie acida NH₄⁺.

Ora, potresti chiederti come è possibile che l'acqua agisca sia come acido che come base, che capacità è noto come anfoterismo. Cioè un sostanza che può agire in entrambi i modi a seconda di chi è combinato con è una sostanza anfotera.

Così come definiamo coppie coniugate, hanno una caratteristica peculiare: più forza l'acido ha l'acido della coppia, la forza basica inferiore avrà la sua base coniugata, ed è analogo per il caso di le basi, maggiore è la forza di basicità della base, la sua coppia coniugata diminuirà la forza del acido. Potresti chiederti, di quale forza stiamo parlando?

Ebbene, quando un acido è forte parliamo di una specie che è in grado di donare completamente idrogeno acido, trasferendo tutti i suoi protoni all'acqua e dissociandosi completamente. Altrimenti, sono gli acidi deboli, che sono parzialmente ionizzati in soluzione acquosa, questo implica che parte dell'acido si troverà come specie dissociata e parte manterrà la sua struttura. Esaminiamo i seguenti esempi tipici:

HCl_(G)+ H₂ O_(l)→ Cl^-_(AC)+ H₃ O⁺_(AC)

Questo è un acido forte, poiché si dissocia completamente, e si verifica in modo simile con l'idrossido di sodio, che è una base forte:

NaOH_(S)→ Na⁺_(AC)+ OH^-_(AC)

Se ricordiamo la reazione dell'acido acetico in soluzione acquosa, notiamo che c'è a Bilancia tra le specie, poiché la dissociazione non è completa e, quindi, esiste una costante di acidità termodinamica che governa il processo, che si esprime in termini di attività della specie; Tuttavia, in soluzioni diluite, può essere stimato attraverso le concentrazioni molari:

Ka = C₂ h₃ O₂^-h₃ O⁺/HC₂ h₃ O₂

Mentre per il caso delle basi deboli possiamo descrivere il grado di ionizzazione di detta base se parliamo della sua costante termodinamica di basicità, tale è il caso dell'ammoniaca:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Tali costanti sono tabulate alle temperature di riferimento, mentre esiste anche una bibliografia che indica il livello di acidità o basicità di alcuni composti.

Infine, faremo riferimento all'autoionizzazione dell'acqua, come abbiamo già visto, l'acqua ha sia una base che un acido coniugato, potendo descrivere questo fenomeno nella sua reazione di ionizzazione:

2H₂ O_(l)OH^-_(AC)+ H₃ O⁺_(AC)

Potremmo definire questo processo come abbiamo fatto in precedenza attraverso la costante coinvolta, che sarebbe:

Kc = H₃ O⁺Oh^-/ H₂ O²

Usando una disposizione matematica potremmo esprimere il prodotto ionico dell'acqua come la seguente costante:

Kw = H₃ O⁺Oh^-

Il cui valore a 25ºC è costante ed è: 1x10-14, il che implica che, se la soluzione è neutra, vale a dire uguale quantità di acido che di base, ciascuna delle concentrazioni delle specie ioniche sarà: 1x10-7 mol / L.

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