Kā tiek definēta Brønsted un Lowry Acid-Base teorija?

Viela, kas spēj nodot protonu, ir skābe, bet tā, kas saņem šo protonu, ir bāze. Šo ļoti vispārīgo skābju un bāzu definīciju ieviesa ķīmiķi J.N. Brønsted un T.M. Lorijs 1923. gadā, pamatojoties uz H⁺ skābes-bāzes reakcijā.

Arrēnijs definēja protonus H⁺ kā izolētas sugas, lai gan mūsdienās ir zināms, ka šķīdumā tām ir liela pievilcība pret ūdens molekulām un tās veido hidronija jonus (\({H_3}{O^ + }\)). Pamatojoties uz šiem diviem jēdzieniem, mēs izpētām zināmu skābes-bāzes reakciju:

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

Šajā gadījumā etiķskābe ir tā, kas ziedo skābu ūdeņradi, bet ūdens darbojas kā bāze, uzņemot ziedoto protonu. Savukārt veidojas divas jaunas jonu sugas, kas ir skābes un skābju un bāzu konjugētās bāzes, no kurām tās radušās. Šajā gadījumā suga \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) ir etiķskābes konjugētā bāze, savukārt \({H_3}{O^ + }\) ir ūdens konjugētā skābe. Tāpēc konjugētais skābes-bāzes pāris atšķiras tikai skābā ūdeņraža klātbūtnē un turklāt ir izpildīts pieņēmums, ka katrai skābei ir sava konjugētā bāze un otrādi.

Tagad apskatīsim šādu reakciju:

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

Šajā gadījumā mums ir konjugēts skābes-bāzes pāris, kas ir attiecīgi ūdens un hidroksiljons, un bāze, amonjaks, ar tā konjugāta pāri, skābes rakstura suga \(N{H_4}^ + \).

Tagad jūs varētu brīnīties, kā tas ir, ka ūdens darbojas gan kā skābe, gan kā bāze? Šī spēja ir pazīstama kā amfotērisms. Tas ir, viela, kas var darboties abos veidos atkarībā no tā, ar ko tā ir apvienota, ir amfoteriska viela.

Tāpat kā mēs definējam konjugātus pārus, tiem ir savdabīga īpašība: jo lielāka ir skābes stiprība pārī, jo zemāka ir bāzes stiprums. būs sava konjugētā bāze, un tas ir analoģisks bāzu gadījumam, jo ​​lielāks bāzes stiprums ir, tā konjugētais pāris samazinās bāzes stiprumu. skābe. Viņi brīnīsies, par kādu spēku mēs runājam?

Tad, kad skābe ir spēcīga, mēs runājam par sugu, kas spēj pilnībā nodot skābo ūdeņradi, pārnest visus tā protonus ūdenī un pilnībā disociēt. Pretējā gadījumā vājās skābes tiek daļēji jonizētas ūdens šķīdumā, kas nozīmē, ka daļa skābes tiks atrasta kā disociēta suga un daļa saglabās savu struktūru. Apskatīsim šādus tipiskus piemērus:

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

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

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

Ja mēs izpētām etiķskābes reakciju ūdens šķīdumā, mēs atzīmējam, ka starp sugām pastāv līdzsvars, jo disociācija nav pilnīgs, un tāpēc ir termodinamiskā skābuma konstante, kas regulē procesu, kas tiek izteikta kā funkcija no sugas; tomēr atšķaidītos šķīdumos to var novērtēt pēc molārās koncentrācijas:

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

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

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

Šīs konstantes ir norādītas tabulā atsauces temperatūrās, bet 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 konjugētā skābe, kas spēj aprakstīt šo parādību savā jonizācijas reakcijā:

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

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

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

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

\(Kw = \pa kreisi[ {{H_3}{O^ + }} \labais]\kreisais[ {O{H^ – }} \pa labi]\)

Kuras vērtība 25ºC ir nemainīga un ir: 1×10-14, kas nozīmē, ka, ja šķīdums ir neitrāls, tas ir, vienāds skābes daudzums nekā bāze, katra no jonu sugas koncentrācijām būs: 1×10-7 mol/L.