Brønsted un Lowry teorijas un skābes bāzes spēka definīcija

Candela Rocío Barbisan | nov. 2021
Ķīmijas inženieris

Arrēnijs definēja H protonus⁺ kā izolētas sugas, lai gan mūsdienās zināms, ka in risinājums viņiem ir augsts pievilcība ar molekulām Ūdens un tiek konstatēti, veidojot hidronija jonus (H₃VAI⁺). Pamatojoties uz šiem jēdzieniem, mēs ilustrējam skābes-bāzes reakciju, kas attiecas uz etiķi, ar etiķskābi, kas atšķaidīta ūdenī:

C₂ H₃ VAI_2(ac)+ H₂ VAI_(l) ↔ C₂ H₃ VAI₂^-_(ac)+ H₃ VAI⁺_(ac)

Šajā gadījumā etiķskābe ir tā, kas ziedo skābu ūdeņradi, bet ūdens darbojas kā bāze, kas ņem ziedoto protonu. Savukārt veidojas divas jaunas jonu sugas, kas ir skābju un bāzu konjugētās skābes un bāzes, no kurām tās nāk. Šajā gadījumā, sugas C₂ H₃ VAI₂^- ir etiķskābes konjugētā bāze, savukārt H₃ VAI⁺ tā ir ūdens konjugētā skābe. Tāpēc konjugētais skābes-bāzes pāris atšķiras tikai skābā ūdeņraža klātbūtnē un turklāt tiek izpildīts pieņēmums, ka katrai skābei ir sava konjugētā bāze un otrādi.

Tagad apskatīsim šādu reakciju:

NH_3(ac)+ H₂ VAI_(l)↔NH₄⁺_(ac)+ Ak^-_(ac)

Šajā gadījumā mums ir konjugēts skābes-bāzes pāris, kas ir attiecīgi ūdens un hidroksiljons, un bāze, amonjaks, ar tās konjugēto pāri, skābās sugas NH.₄⁺.

Tagad jūs varētu brīnīties, kā tas ir, ka ūdens darbojas gan kā skābe, gan kā bāze spēja to sauc par amfotēriku. Tas ir, a viela kas var darboties abos veidos atkarībā no tā, ar ko tas ir apvienots, ir amfoteriska viela.

Tāpat kā mēs definējam konjugātus pārus, tiem ir īpaša iezīme: jo vairāk spēks skābei ir pāra skābe, zemākajam bāzes spēkam būs konjugētā bāze, un tas ir analoģisks gadījumam bāzēm, jo ​​lielāks ir bāzes spēks, tā konjugētais pāris samazinās bāzes spēku. skābe. Jums var rasties jautājums, par kādu spēku mēs runājam?

Ja skābe ir spēcīga, mēs runājam par sugu, kas spēj pilnībā nodot skābo ūdeņradi, pārnest visus savus protonus ūdenī un pilnībā atdalīties. Pretējā gadījumā tās ir vājās skābes, kas daļēji jonizējas ūdens šķīdumā, tas nozīmē, ka daļa skābes tiks atrasta kā disociēta suga, bet daļa saglabās savu struktūru. Apskatīsim šādus tipiskus piemērus:

HCl_(g)+ H₂ VAI_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ VAI⁺_(ac)

Tā ir stipra skābe, jo tā pilnībā disonē un līdzīgi notiek ar nātrija hidroksīdu, kas ir spēcīga bāze:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ Ak^-_(ac)

Ja atceramies etiķskābes reakciju ūdens šķīdumā, mēs atzīmējam, ka ir a Līdzsvars starp sugām, jo ​​disociācija nav pilnīga un līdz ar to pastāv skābuma konstante termodinamika kas regulē procesu, kas izteikts sugas aktivitātēs; Tomēr atšķaidītos šķīdumos to var novērtēt pēc molārās koncentrācijas:

Ka = C₂ H₃ VAI₂^-H₃ VAI⁺/HC₂ H₃ VAI₂

Lai gan vāju bāzu gadījumā mēs varam aprakstīt pakāpi, kādā minētā bāze ir jonizēta, ja runājam par tās termodinamisko bāziskuma konstanti, tas ir amonjaka gadījumā:

Kb = NH₄⁺Ak^-/NH₃

Šīs konstantes ir norādītas tabulā atsauces temperatūrās, savukārt ir arī bibliogrāfija, kas norāda noteiktu savienojumu skābuma vai bāziskuma līmeni.

Visbeidzot, mēs runāsim par ūdens autojonizāciju, kā mēs jau redzējām, ūdenim ir gan bāze, gan konjugēta skābe, kas spēj aprakstīt šo parādību savā jonizācijas reakcijā:

2H₂ VAI_(l)↔ Ak^-_(ac)+ H₃ VAI⁺_(ac)

Mēs varētu definēt šo procesu tāpat kā iepriekš, izmantojot konstanti, kas būtu:

Kc = H₃ VAI⁺Ak^-/ H₂ VAI²

Izmantojot matemātisko izkārtojumu, mēs varam izteikt ūdens jonu reizinājumu kā šādu konstanti:

Kw = H₃ VAI⁺Ak^-

Kuru vērtība 25ºC ir nemainīga un ir: 1x10-14, kas nozīmē, ka, ja šķīdums ir neitrāls, tas ir, vienāds skābes daudzums, salīdzinot ar bāzi, katra jonu veida koncentrācija būs: 1x10-7 mol / L.