Jak zdefiniowana jest teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda i Lowry'ego?

Substancja, która jest zdolna do oddania protonu, jest kwasem, natomiast ta, która otrzymuje ten proton, jest zasadą. Ta bardzo ogólna definicja kwasów i zasad została wprowadzona przez chemików J.N. Brønsteda i T.M. Lowry'ego w 1923 roku, opierając się na koncepcji transferu H⁺ w reakcji kwas-zasada.

Arrhenius zdefiniował protony H⁺ jako izolowane gatunki, chociaż dziś wiadomo, że w roztworze silnie przyciągają cząsteczki wody i tworzą jony hydroniowe (\({H_3}{O^ + }\)). W oparciu o te dwie koncepcje badamy znaną reakcję kwasowo-zasadową:

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

W tym przypadku kwas octowy jest tym, który przekazuje kwaśny wodór, podczas gdy woda działa jak zasada, pobierając oddany proton. Z kolei powstają dwa nowe rodzaje jonów, którymi są kwasy i sprzężone zasady kwasów i zasad, z których pochodzą. W tym przypadku gatunek \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) jest sprzężoną zasadą kwasu octowego, podczas gdy \({H_3}{O^ + }\) jest sprzężonym kwasem wody. Dlatego sprzężona para kwas-zasada różni się tylko obecnością kwaśnego wodoru, a ponadto przesłanka, że ​​każdy kwas ma swoją sprzężoną zasadę i odwrotnie, jest spełniona.

Przeanalizujmy teraz następującą reakcję:

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

W tym przypadku mamy sprzężoną parę kwas-zasada, którą jest odpowiednio woda i jon hydroksylowy, oraz zasadę, amoniak, wraz z parą sprzężoną, gatunek o charakterze kwasowym \(N{H_4}^ + \).

Teraz możesz się zastanawiać, jak to się dzieje, że woda działa zarówno jako kwas, jak i zasada? Ta umiejętność jest znana jako amfoteryzm. Oznacza to, że substancja, która może działać na dwa sposoby, w zależności od tego, z kim jest połączona, jest substancją amfoteryczną.

Tak jak definiujemy pary koniugatów, mają one szczególną cechę: im bardziej kwasowa jest kwas w parze, tym niższa jest moc zasadowa. będzie miał swoją sprzężoną zasadę i jest analogicznie jak w przypadku zasad, im większa jest siła zasadowości zasady, tym jej sprzężona para będzie zmniejszać siłę kwas. Będą się zastanawiać, o jakiej sile mówimy?

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

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

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

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

Jeśli zbadamy reakcję kwasu octowego w roztworze wodnym, zauważymy, że istnieje równowaga między gatunkami, ponieważ dysocjacja nie jest kompletny, a zatem istnieje termodynamiczna stała kwasowości, która reguluje proces, która jest wyrażona jako funkcja aktywności gatunek; jednak w rozcieńczonych roztworach można to oszacować na podstawie stężeń molowych:

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

O ile w przypadku słabych zasad możemy opisać stopień jonizacji tej zasady, jeśli mówimy o jej stałej termodynamicznej zasadowości, tak jest w przypadku amoniaku:

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

Te stałe są zestawione w tabelach w temperaturach odniesienia, a także 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 reakcji jonizacji:

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

Moglibyśmy zdefiniować ten proces, tak jak to zrobiliśmy poprzednio, za pomocą zaangażowanej stałej, która wyglądałaby następująco:

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

Uciekając się do układu matematycznego, możemy wyrazić iloczyn jonowy wody jako następującą stałą:

\(Kw = \lewo[ {{H_3}{O^ + }} \prawo]\lewo[ {O{H^ – }} \prawo]\)

którego wartość w temperaturze 25ºC jest stała i wynosi: 1×10-14, co oznacza, że ​​jeśli roztwór jest obojętny, to znaczy równy ilości kwasu niż zasady, każde ze stężeń form jonowych będzie wynosiło: 1×10-7 mol/L.