Brønstedo ir Lowry teorijos ir rūgšties-bazinės jėgos apibrėžimas

Arrhenius apibrėžė H protonus⁺ kaip izoliuotos rūšys, nors šiandien žinoma, kad in sprendimas jie turi aukštą patrauklumas su molekulėmis Vanduo ir randami sudarantys hidronio jonus (H₃ARBA⁺). Remdamiesi šiomis sąvokomis, iliustruojame iš rūgšties ir bazės reakcijos, susijusios su actu su acto rūgštimi, praskiesta vandeniu:

C₂ H₃ ARBA_2(ac)+ H₂ ARBA_(l) ↔ C₂ H₃ ARBA₂^-_(ac)+ H₃ ARBA⁺_(ac)

Šiuo atveju acto rūgštis yra ta, kuri dovanoja rūgštinį vandenilį, o vanduo veikia kaip bazė, paimanti dovanotą protoną. Savo ruožtu susidaro dvi naujos joninės rūšys, kurios yra rūgščių ir bazių, iš kurių jos gaunamos, konjuguotos rūgštys ir bazės. Šiuo atveju, rūšių C₂ H₃ ARBA₂^- yra konjuguota acto rūgšties bazė, o H

₃ ARBA⁺ tai konjuguota vandens rūgštis. Todėl konjuguota rūgšties ir bazės pora skiriasi tik tuo, kad yra rūgštus vandenilis ir, be to, prielaida, kad kiekviena rūgštis turi savo konjuguotą bazę ir atvirkščiai, yra įvykdyta.

Dabar pažvelkime į tokią reakciją:

NH_3(ac)+ H₂ ARBA_(l)↔NH₄⁺_(ac)+ Oi^-_(ac)

Šiuo atveju mes turime konjuguotą rūgšties ir bazės porą, kuri yra atitinkamai vandens ir hidroksilo jonai, ir bazę, amoniaką su jos konjuguota pora, rūgščių rūšį NH.₄⁺.

Dabar jums gali kilti klausimas, kaip vanduo veikia ir kaip rūgštis, ir kaip bazė gebėjimas jis žinomas kaip amfoterizmas. Tai yra medžiaga kuri gali veikti abiem būdais, priklausomai nuo to, su kuo ji yra derinama, yra amfoterinė medžiaga.

Lygiai taip pat, kaip mes apibrėžiame konjuguotas poras, jos turi savitą ypatybę: tuo daugiau stiprumas rūgštis turi poros rūgštį, mažesnė bazinė jėga turės konjuguotą bazę, ir ji yra analogiška kuo didesnę baziškumo jėgą turi bazė, tuo jos konjuguota pora sumažins pagrindo jėgą. rūgšties. Jums gali kilti klausimas, apie kokią jėgą mes kalbame?

Na, o kai rūgštis yra stipri, mes kalbame apie rūšį, kuri gali visiškai atiduoti rūgštinį vandenilį, perkelti visus savo protonus į vandenį ir visiškai atsiskirti. Priešingu atveju tai yra silpnosios rūgštys, kurios vandeniniame tirpale yra dalinai jonizuotos, tai reiškia, kad dalis rūgšties bus randama kaip disocijuota rūšis, o dalis išlaikys savo struktūrą. Pažvelkime į šiuos tipinius pavyzdžius:

HCl_(g)+ H₂ ARBA_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ ARBA⁺_(ac)

Tai stipri rūgštis, nes ji visiškai disocijuoja ir panašiai atsitinka su natrio hidroksidu, kuris yra stipri bazė:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ Oi^-_(ac)

Jei prisiminsime acto rūgšties reakciją vandeniniame tirpale, pastebėsime, kad yra a Balansas tarp rūšių, nes disociacija nėra visiška ir todėl yra rūgštingumo konstanta termodinamika kuris valdo procesą, kuris išreiškiamas rūšies veikla; Tačiau praskiestuose tirpaluose jį galima įvertinti pagal molines koncentracijas:

Ka = C₂ H₃ ARBA₂^-H₃ ARBA⁺/HC₂ H₃ ARBA₂

Silpnųjų bazių atveju galime apibūdinti tos bazės jonizacijos laipsnį, jei kalbame apie jos termodinaminę baziškumo konstantą, tai yra amoniako atveju:

Kb = NH₄⁺Oi^-/NH₃

Šios konstantos pateikiamos lentelėse esant etaloninėms temperatūroms, taip pat yra bibliografija, kurioje nurodomas tam tikrų junginių rūgštingumo arba šarmiškumo lygis.

Galiausiai pakalbėsime apie vandens autojonizaciją, kaip jau matėme, vanduo turi ir bazę, ir konjuguotą rūgštį, galinčią apibūdinti šį reiškinį savo jonizacijos reakcijoje:

2H₂ ARBA_(l)↔ Oi^-_(ac)+ H₃ ARBA⁺_(ac)

Šį procesą galėtume apibrėžti taip, kaip darėme anksčiau, naudodamiesi nuolatiniu įtraukimu, kuris būtų:

Kc = H₃ ARBA⁺Oi^-/ H₂ ARBA²

Naudojant matematinį išdėstymą, vandens joninį sandaugą galėtume išreikšti šia konstanta:

Kw = H₃ ARBA⁺Oi^-

kurio reikšmė 25ºC temperatūroje yra pastovi ir yra: 1x10-14, o tai reiškia, kad jei tirpalas yra neutralus, tai yra lygus rūgšties kiekis, lygus bazės, kiekviena iš jonų rūšių koncentracijų bus: 1x10-7 mol / L.

Temos Brønstedo ir Lowry teorijoje ir rūgšties bazinėje jėgoje