Definicja teorii Brønsteda i Lowry'ego oraz siły kwas-zasada

Arrhenius zdefiniował protony H⁺ jako gatunek izolowany, choć dziś wiadomo, że w rozwiązanie mają wysoki atrakcja z cząsteczkami Woda i są znalezione tworząc jony hydroniowe (H₃LUB⁺). W oparciu o te pojęcia ilustrujemy reakcję kwasowo-zasadową odnoszącą się do octu z kwasem octowym rozcieńczonym w wodzie:

C₂ h₃ LUB_2(ac)+ H₂ LUB_(l) C₂ h₃ LUB₂^-_(ac)+ H₃ LUB⁺_(ac)

W tym przypadku kwas octowy jest tym, który przekazuje kwaśny wodór, podczas gdy woda działa jako zasada przyjmując oddany proton. Z kolei powstają dwa nowe rodzaje jonów, które są sprzężonymi kwasami i zasadami kwasów i zasad, z których pochodzą. W tym przypadku gatunek C₂ h₃ LUB₂^- jest sprzężoną zasadą kwasu octowego, podczas gdy H

₃ LUB⁺ jest to sprzężony kwas wody. Dlatego sprzężone pary kwasowo-zasadowe różnią się tylko obecnością kwaśnego wodoru, a ponadto spełniony jest założenie, że każdy kwas ma swoją sprzężoną zasadę i odwrotnie.

Przyjrzyjmy się teraz następującej reakcji:

NH_3(ac)+ H₂ LUB_(l)NH₄⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

W tym przypadku mamy sprzężoną parę kwasowo-zasadową, którą jest odpowiednio woda i jon hydroksylowy, oraz zasadę, amoniak, ze sprzężoną parą, kwasową formą NH₄⁺.

Teraz możesz się zastanawiać, jak to jest, że woda działa zarówno jako kwas, jak i zasada, że umiejętność jest znany jako amfoteryzm. To jest substancja który może działać w obie strony w zależności od tego, z kim jest połączony, jest substancją amfoteryczną.

Tak jak definiujemy pary sprzężone, mają one osobliwą cechę: im więcej siła kwas ma kwas pary, dolna siła zasadowa będzie miała swoją sprzężoną zasadę i jest to analogiczne w przypadku zasady, im większa siła zasadowości ma zasada, jej sprzężona para zmniejszy siłę kwas. Możesz się zastanawiać, o jakiej sile mówimy?

Cóż, kiedy kwas jest silny, mówimy o gatunkach, które są w stanie całkowicie oddać kwaśny wodór, przenieść wszystkie swoje protony do wody i całkowicie się zdysocjować. W przeciwnym razie to słabe kwasy są częściowo zjonizowane w roztworze wodnym, co oznacza, że ​​część kwasu zostanie znaleziona w postaci zdysocjowanej, a część zachowa swoją strukturę. Spójrzmy na następujące typowe przykłady:

HCl_(g)+ H₂ LUB_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ LUB⁺_(ac)

Jest to mocny kwas, ponieważ całkowicie dysocjuje i podobnie występuje z wodorotlenkiem sodu, który jest mocną zasadą:

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Jeśli pamiętamy reakcję kwasu octowego w roztworze wodnym, zauważamy, że istnieje Saldo między gatunkami, ponieważ dysocjacja nie jest kompletna i dlatego istnieje stała kwasowość termodynamika rządzący procesem, który wyraża się w działaniach gatunku; Jednak w rozcieńczonych roztworach można go oszacować na podstawie stężeń molowych:

Ka = C₂ h₃ LUB₂^-h₃ LUB⁺/HC₂ h₃ LUB₂

Podczas gdy w przypadku słabych zasad możemy opisać stopień, w jakim wspomniana zasada jest zjonizowana, jeśli mówimy o jej termodynamicznej stałej zasadowości, tak jest w przypadku amoniaku:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Stałe te są zestawione w temperaturach odniesienia, istnieje również bibliografia, która wskazuje poziom kwasowości lub zasadowości niektórych związków.

Na koniec odniesiemy się do autojonizacji wody, jak już widzieliśmy, woda ma zarówno zasadę, jak i sprzężony kwas, będąc w stanie opisać to zjawisko w swojej reakcji jonizacji:

2H₂ LUB_(l)O^-_(ac)+ H₃ LUB⁺_(ac)

Moglibyśmy zdefiniować ten proces, tak jak robiliśmy to wcześniej, poprzez stałe zaangażowane, które byłyby:

Kc = H₃ LUB⁺Oh^-/ H₂ LUB²

Korzystając z układu matematycznego, możemy wyrazić iloczyn jonowy wody jako następującą stałą:

Kw = H₃ LUB⁺Oh^-

których wartość w 25ºC jest stała i wynosi: 1x10-14, co oznacza, że ​​jeśli roztwór jest neutralny, to znaczy równy ilość kwasu niż zasady, każde ze stężeń form jonowych będzie: 1x10-7 mol/L.

Tematy w teorii Brønsteda i Lowry'ego oraz siły kwasowo-zasadowej