Kaip apibrėžiama Brønstedo ir Lowry rūgšties ir bazės teorija?

Medžiaga, galinti paaukoti protoną, yra rūgštis, o ta, kuri tą protoną gauna, yra bazė. Šį labai bendrą rūgščių ir bazių apibrėžimą pateikė chemikai J.N. Brønstedas ir T.M. Lowry 1923 m., remdamasis perdavimo koncepcija H⁺ rūgščių-šarmų reakcijoje.

Arrhenius apibrėžė protonus H⁺ kaip izoliuotos rūšys, nors šiandien žinoma, kad tirpale jos labai traukia vandens molekules ir sudaro hidronio jonus (\({H_3}{O^ + }\)). Remdamiesi šiomis dviem sąvokomis, tiriame žinomą rūgšties ir bazės reakciją:

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

Šiuo atveju acto rūgštis yra ta, kuri atiduoda rūgštinį vandenilį, o vanduo veikia kaip bazė, paimdama paaukotą protoną. Savo ruožtu susidaro dvi naujos joninės rūšys, kurios yra rūgštys ir rūgščių bei bazių, iš kurių jos atsirado, konjuguotos bazės. Šiuo atveju rūšis \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) yra konjuguota acto rūgšties bazė, o \({H_3}{O^ + }\) yra konjuguota vandens rūgštis. Todėl konjuguota rūgšties ir bazės pora skiriasi tik tuo, kad yra rūgštinis vandenilis ir, be to, prielaida, kad kiekviena rūgštis turi savo konjuguotą bazę ir atvirkščiai, yra įvykdyta.

Dabar pažvelkime į tokią reakciją:

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

Šiuo atveju turime konjuguotą rūgšties ir bazės porą, kuri yra atitinkamai vandens ir hidroksilo jonai, ir bazę, amoniaką, su jos konjuguota pora, rūgšties charakteristika \(N{H_4}^ + \).

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

Lygiai taip pat, kaip mes apibrėžiame konjuguotas poras, jos turi savitą charakterį: kuo didesnė rūgštinė jėga poroje, tuo mažesnė bazinė jėga. turės savo konjuguotą bazę, ir tai yra analogiška bazių atveju, kuo didesnis bazės stiprumas, tuo jos konjuguota pora sumažins pagrindo stiprumą. rūgšties. Jiems bus įdomu, apie kokią jėgą mes kalbame?

Taigi, 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 silpnos rūgštys iš dalies jonizuojamos vandeniniame tirpale, tai reiškia, kad dalis rūgšties bus randama kaip disocijuota rūšis, o dalis išlaikys savo struktūrą. Pažvelkime į šiuos tipinius pavyzdžius:

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

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

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

Jei tirsime acto rūgšties reakciją vandeniniame tirpale, pastebėsime, kad tarp rūšių yra pusiausvyra, nes disociacija nėra užbaigtas, todėl yra termodinaminė rūgštingumo konstanta, kuri valdo procesą, kuri išreiškiama kaip kūno veiklos funkcija. rūšis; tačiau praskiestuose tirpaluose jį galima įvertinti pagal molines koncentracijas:

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

Silpnų bazių atveju galime apibūdinti šios bazės jonizacijos laipsnį, jei kalbame apie jos termodinamines baziškumo konstantą, tai yra amoniako atveju:

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

Šios konstantos pateikiamos lentelėse esant etaloninėms temperatūroms, o 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:

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

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

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

Remdamiesi matematiniu išdėstymu, vandens joninį sandaugą galėtume išreikšti šia konstanta:

\(Kw = \kairė[ {{H_3}{O^ + }} \dešinė]\kairė[ {O{H^ – }} \dešinė]\)

kurio reikšmė 25ºC temperatūroje yra pastovi ir yra: 1×10-14, o tai reiškia, kad jei tirpalas yra neutralus, tai yra lygus rūgšties kiekis nei bazė, kiekviena iš jonų koncentracijų bus: 1×10-7 mol/L.