Как определяется кислотно-основная теория Бренстеда и Лоури?

Вещество, которое способно отдавать протон, является кислотой, а то, которое получает этот протон, является основанием. Это очень общее определение кислот и оснований было предложено химиками Дж.Н. Бронстед и Т.М. Лоури в 1923 году, основываясь на концепции переноса H.⁺ в кислотно-щелочной реакции.

Аррениус определил протоны H⁺ как изолированные виды, хотя сегодня известно, что в растворе они сильно притягиваются к молекулам воды и образуют ионы гидроксония (\({H_3}{O^ + }\)). На основе этих двух концепций мы исследуем известную кислотно-щелочную реакцию:

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

В этом случае уксусная кислота отдает кислый водород, а вода действует как основание, забирая отданный протон. В свою очередь, образуются два новых ионных вида, которые представляют собой кислоты и основания, сопряженные с кислотами и основаниями, из которых они произошли. В этом случае вид \({C_2}{H_3}{O_2}^ - \) представляет собой сопряженное основание уксусной кислоты, а \({H_3}{O^ +}\) представляет собой сопряженную кислоту воды. Следовательно, сопряженная пара кислота-основа отличается только наличием кислого водорода, и, кроме того, выполняется предположение, что каждая кислота имеет сопряженное основание и наоборот.

Теперь рассмотрим следующую реакцию:

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

В этом случае у нас есть сопряженная пара кислота-основа, которая представляет собой воду и ион гидроксила соответственно, и основание, аммиак, с его сопряженной парой, частицами кислотного характера \(N{H_4}^ + \).

Теперь вы можете задаться вопросом, как получается, что вода действует и как кислота, и как основание? Эта способность известна как амфотеризм. То есть вещество, которое может действовать обоими способами в зависимости от того, с кем оно сочетается, является амфотерным веществом.

Точно так же, как мы определяем сопряженные пары, они имеют специфическую характеристику: чем больше кислотная сила кислоты в паре, тем ниже основная сила. будет иметь свое сопряженное основание, и это аналогично случаю оснований, чем больше сила основности у основания, тем его сопряженная пара будет уменьшать силу основания. кислота. Они спросят, о какой силе идет речь?

Ну тогда, когда кислота сильная, мы говорим о виде, способном полностью отдавать кислый водород, передавать все свои протоны воде и полностью диссоциировать. В противном случае слабые кислоты частично ионизируются в водном растворе, это означает, что часть кислоты будет находиться в диссоциированном виде, а часть сохранит свою структуру. Рассмотрим следующие типичные примеры:

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

Это сильная кислота, так как она полностью диссоциирует, и аналогично происходит с гидроксидом натрия, который является сильным основанием:

\(NaO{H _ {\left( s \right)}} \to N{a^ + }_{\left({ac} \right)} + \;O{H^ - }_{\left({ ак} \справа)}\)

Если мы исследуем реакцию уксусной кислоты в водном растворе, мы заметим, что существует равновесие между частицами, так как диссоциация не происходит. завершены и, следовательно, существует термодинамическая константа кислотности, управляющая процессом, которая выражается как функция активности разновидность; однако в разбавленных растворах его можно оценить через молярные концентрации:

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

В то время как для случая слабых оснований мы можем описать степень ионизации указанного основания, если говорить о его термодинамической константе основности, так обстоит дело с аммиаком:

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

Эти константы сведены в таблицу при эталонных температурах, а также имеется библиография, указывающая уровень кислотности или щелочности определенных соединений.

Наконец, мы обратимся к автоионизации воды, как мы уже видели, вода имеет как основание, так и сопряженную кислоту, имея возможность описать это явление в своей реакции ионизации:

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

Мы могли бы определить этот процесс, как мы это делали ранее, с помощью задействованной константы, которая будет выглядеть так:

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

Прибегая к математической схеме, мы могли бы выразить ионное произведение воды в виде следующей константы:

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

Значение которого при 25ºC является постоянным и составляет: 1×10-14, из чего следует, что, если раствор нейтрален, то есть равен количества кислоты по сравнению с основанием, каждая из концентраций ионных частиц будет: 1×10-7 моль/л.