Definiția teoriei Brønsted și Lowry și a forței acido-bazice

Arrhenius a definit protonii H⁺ ca specie izolată, deşi astăzi se ştie că în soluţie au mare atracţie cu moleculele de Apă și se găsesc formând ionii de hidroniu (H₃SAU⁺). Pe baza acestor concepte ilustrăm din reacția acido-bazică referitor la oțet, cu acid acetic diluat în apă:

C₂ H₃ SAU_2(ac)+ H₂ SAU_(l) ↔ C₂ H₃ SAU₂^-_(ac)+ H₃ SAU⁺_(ac)

În acest caz, acidul acetic este cel care donează un hidrogen acid în timp ce apa acționează ca bază luând protonul donat. La rândul lor, se formează două noi specii ionice, care sunt acizii și bazele conjugați ale acizilor și bazelor din care provin. În acest caz, specii C₂ H₃ SAU₂^- este baza conjugată a acidului acetic în timp ce H

₃ SAU⁺ este acidul conjugat al apei. Prin urmare, perechea acid-bază conjugată diferă doar în prezența unui hidrogen acid și, în plus, este îndeplinită premisa că fiecare acid are baza sa conjugată și invers.

Acum să analizăm următoarea reacție:

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

În acest caz, avem o pereche acid-bază conjugată care este apa și respectiv ion hidroxil și o bază, amoniacul, cu perechea sa conjugată, specia acidă NH₄⁺.

Acum, s-ar putea să vă întrebați cum se face că apa acționează atât ca acid, cât și ca bază, asta capacitatea este cunoscut sub numele de amfoterism. Adică a substanţă care poate acţiona în ambele moduri în funcţie de cine este combinat este o substanţă amfoteră.

Așa cum definim perechile conjugate, ele au o caracteristică particulară: cu atât mai mult putere acidul are acidul perechii, forța bazică inferioară va avea baza sa conjugată și este analog pentru cazul bazele, cu cât este mai mare forța de bazicitate a bazei, perechea sa conjugată va scădea forța lui acid. S-ar putea să vă întrebați, despre ce forță vorbim?

Ei bine, atunci când un acid este puternic, vorbim despre o specie care este capabilă să doneze complet hidrogen acid, să-și transfere toți protonii în apă și să se disocieze complet. În caz contrar, acizii slabi sunt parțial ionizați în soluție apoasă, ceea ce înseamnă că o parte din acid se va găsi ca specii disociate și o parte își va păstra structura. Să ne uităm la următoarele exemple tipice:

acid clorhidric_(g)+ H₂ SAU_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ SAU⁺_(ac)

Acesta este un acid puternic, deoarece se disociază complet și se întâmplă în mod similar cu hidroxidul de sodiu, care este o bază puternică:

NaOH_(e)→ Na⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Dacă ne amintim de reacția acidului acetic în soluție apoasă, observăm că există a Echilibru între specii, întrucât disocierea nu este completă și, prin urmare, există o constantă de aciditate termodinamica care guvernează procesul, care se exprimă în termeni de activități ale speciei; Cu toate acestea, în soluții diluate, poate fi estimată prin concentrațiile molare:

Ka = C₂ H₃ SAU₂^-H₃ SAU⁺/HC₂ H₃ SAU₂

În timp ce în cazul bazelor slabe putem descrie gradul în care baza respectivă este ionizată dacă vorbim despre constanta sa termodinamică de bazicitate, astfel este cazul amoniacului:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Aceste constante sunt tabulate la temperaturi de referință, în timp ce există și o bibliografie care indică nivelul de aciditate sau bazicitate al anumitor compuși.

În final, ne vom referi la autoionizarea apei, după cum am văzut deja, apa are atât o bază, cât și un acid conjugat, putând descrie acest fenomen în reacția sa de ionizare:

2H₂ SAU_(l)↔ OH^-_(ac)+ H₃ SAU⁺_(ac)

Am putea defini acest proces așa cum am făcut anterior prin constanta implicată, care ar fi:

Kc = H₃ SAU⁺Oh^-/ H₂ SAU²

Folosind un aranjament matematic, am putea exprima produsul ionic al apei ca următoarea constantă:

Kw = H₃ SAU⁺Oh^-

A cărui valoare la 25ºC este constantă și este: 1x10-14, ceea ce presupune că, dacă soluția este neutră, adică egală cantitate de acid cea de bază, fiecare dintre concentrațiile speciei ionice va fi: 1x10-7 mol / L.

Subiecte în Teoria Brønsted și Lowry și Forța acido-bazică