Hoe wordt de Bronsted en Lowry Zuur-Base theorie gedefinieerd?

Een stof die een proton kan doneren is een zuur, terwijl degene die dat proton ontvangt een base is. Deze zeer algemene definitie van zuren en basen is bedacht door de chemici J.N. Bronsted en T.M. Lowry in 1923, gebaseerd op het overdrachtsconcept van H⁺ bij een zuur-base reactie.

Arrhenius definieerde protonen H⁺ als geïsoleerde soorten, hoewel tegenwoordig bekend is dat ze in oplossing een grote aantrekkingskracht hebben op watermoleculen en hydroniumionen vormen (\({H_3}{O^ + }\)). Op basis van deze twee concepten verkennen we een bekende zuur-base-reactie:

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

In dit geval is azijnzuur degene die een zure waterstof doneert, terwijl water als base fungeert en het gedoneerde proton neemt. Op hun beurt worden twee nieuwe ionische soorten gevormd, namelijk de zuren en de geconjugeerde basen van de zuren en basen waaruit ze voortkwamen. In dit geval is de soort \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) de geconjugeerde base van azijnzuur, terwijl \({H_3}{O^ + }\) het geconjugeerde zuur van water is. Daarom verschilt het geconjugeerde zuur-basepaar alleen in de aanwezigheid van een zure waterstof en bovendien wordt voldaan aan de premisse dat elk zuur zijn geconjugeerde base heeft en vice versa.

Laten we nu de volgende reactie bekijken:

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

In dit geval hebben we een geconjugeerd zuur-basepaar dat respectievelijk water en hydroxylion is, en een base, ammoniak, met zijn geconjugeerde paar, de soort met het zure karakter \(N{H_4}^ + \).

Nu vraag je je misschien af, hoe komt het dat water werkt als zowel een zuur als een base? Dat vermogen staat bekend als amfoterie. Dat wil zeggen, een stof die op beide manieren kan werken, afhankelijk van met wie het wordt gecombineerd, is een amfotere stof.

Net zoals we geconjugeerde paren definiëren, hebben ze een eigenaardig kenmerk: hoe hoger de zuursterkte van het zuur in het paar, hoe lager de basissterkte. zal zijn geconjugeerde base hebben, en het is analoog aan het geval van de basen, hoe groter de sterkte van basiciteit de base heeft, zal het geconjugeerde paar de sterkte van de basis verminderen zuur. Ze zullen zich afvragen over welke kracht hebben we het?

Welnu, als een zuur sterk is, hebben we het over een soort die in staat is om zure waterstof volledig af te staan, al zijn protonen in water om te zetten en volledig te dissociëren. Anders worden zwakke zuren gedeeltelijk geïoniseerd in waterige oplossing, dit houdt in dat een deel van het zuur als gedissocieerde soorten wordt aangetroffen en een deel zijn structuur behoudt. Laten we eens kijken naar de volgende typische voorbeelden:

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

Dit is een sterk zuur, aangezien het volledig dissocieert, en hetzelfde gebeurt met natriumhydroxide, dat een sterke base is:

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

Als we de reactie van azijnzuur in waterige oplossing onderzoeken, zien we dat er een evenwicht is tussen de soorten, aangezien de dissociatie niet compleet en daarom is er een thermodynamische zuurgraadconstante die het proces regelt, wat wordt uitgedrukt als een functie van de activiteiten van de soort; in verdunde oplossingen kan het echter worden geschat aan de hand van de molaire concentraties:

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

Terwijl we voor het geval van zwakke basen de mate kunnen beschrijven waarin de base ioniseert als we het hebben over de thermodynamische constante van basiciteit, is dat het geval voor ammoniak:

\(Kb = \frac{{\links[ {N{H_4}^ + } \rechts]\links[ {O{H^ – }} \rechts]}}{{\links[ {N{H_3}} \ rechts]}}\)

Deze constanten zijn getabelleerd bij referentietemperaturen, terwijl er ook een bibliografie is die de zuurgraad of basiciteit van bepaalde verbindingen aangeeft.

Ten slotte zullen we verwijzen naar de auto-ionisatie van water, zoals we al hebben gezien, heeft water zowel een base als een geconjugeerd zuur, en kunnen we dit fenomeen beschrijven in zijn ionisatiereactie:

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

We zouden dit proces kunnen definiëren zoals we eerder deden door de betrokken constante, wat zou zijn:

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

Als we onze toevlucht nemen tot een wiskundige regeling, kunnen we het ionische product van water uitdrukken als de volgende constante:

\(Kw = \links[ {{H_3}{O^ + }} \rechts]\links[ {O{H^ – }} \rechts]\)

Waarvan de waarde bij 25ºC constant is en is: 1×10-14, wat inhoudt dat, als de oplossing neutraal is, dat wil zeggen gelijk hoeveelheid zuur dan base, zal elk van de concentraties van de ionische soort zijn: 1×10-7 mol/L.