Cum este definită teoria acid-bază Brønsted și Lowry?

O substanță care este capabilă să doneze un proton este un acid, în timp ce cea care primește acel proton este o bază. Această definiție foarte generală a acizilor și bazelor a fost adusă de chimiștii J.N. Brønsted și T.M. Lowry în 1923, pe baza conceptului de transfer al lui H⁺ într-o reacție acido-bazică.

Arrhenius a definit protonii H⁺ ca specii izolate, deși astăzi se știe că în soluție au o mare atracție față de moleculele de apă și formează ioni de hidroniu (\({H_3}{O^ + }\)). Pe baza acestor două concepte, explorăm o reacție acido-bazică cunoscută:

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

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 conjugate ale acizilor și bazelor din care provin. În acest caz, specia \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) este baza conjugată a acidului acetic în timp ce \({H_3}{O^ + }\) este acidul conjugat al apei. Prin urmare, perechea acid-bază conjugata diferă doar în prezența unui hidrogen acid și, în plus, premisa că fiecare acid are baza sa conjugată și invers este îndeplinită.

Acum să analizăm următoarea reacție:

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

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 cu caracter acid \(N{H_4}^ + \).

Acum, s-ar putea să vă întrebați, cum se face apa acționează atât ca acid, cât și ca bază? Această abilitate este cunoscută sub numele de amfoterism. Adică o substanță care poate acționa în ambele moduri în funcție de cine este combinată este o substanță amfoteră.

Așa cum definim perechile conjugate, ele au o caracteristică particulară: cu cât acidul din pereche are o rezistență mai acidă, cu atât rezistența bazică este mai mică. va avea baza sa conjugată și este analog cu cazul bazelor, cu cât este mai mare puterea de bazicitate a bazei, perechea sa conjugată va scădea puterea bazei. acid. Se vor întreba despre ce forță vorbim?

Ei bine, atunci când un acid este puternic vorbim despre o specie care este capabilă să doneze complet hidrogen acid, transferând toți protonii săi în apă și disociând 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:

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

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

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

Dacă analizăm reacția acidului acetic în soluție apoasă, observăm că există un echilibru între specii, deoarece disocierea nu este completă și, prin urmare, există o constantă de aciditate termodinamică care guvernează procesul, care este exprimată în funcție de activitățile specii; totuși, în soluții diluate, poate fi estimată prin concentrațiile molare:

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

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

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

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:

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

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

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

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

\(Kw = \left[ {{H_3}{O^ + }} \right]\left[ {O{H^ – }} \right]\)

A cărui valoare la 25ºC este constantă și este: 1×10-14, ceea ce presupune că, dacă soluția este neutră, adică egală cantitate de acid decât bază, fiecare dintre concentrațiile speciei ionice va fi: 1×10-7 mol/L.