Kako je definirana kislinsko-bazna teorija Brønsteda in Lowryja?

Snov, ki je sposobna oddati proton, je kislina, tista, ki ta proton sprejme, pa je baza. To zelo splošno definicijo kislin in baz so prinesli kemiki J.N. Brønsted in T.M. Lowry leta 1923, ki temelji na konceptu prenosa H⁺ v kislinsko-bazični reakciji.

Arrhenius je definiral protone H⁺ kot izolirane vrste, čeprav je danes znano, da se v raztopini močno privlačijo z molekulami vode in tvorijo hidronijeve ione (\({H_3}{O^ + }\)). Na podlagi teh dveh konceptov raziskujemo znano kislinsko-bazično reakcijo:

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

V tem primeru je ocetna kislina tista, ki donira kisli vodik, medtem ko voda deluje kot baza in vzame donirani proton. Po drugi strani nastaneta dve novi ionski vrsti, ki sta kislini in konjugirani bazi kislin in baz, iz katerih izhajata. V tem primeru je vrsta \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) konjugirana baza ocetne kisline, medtem ko je \({H_3}{O^ + }\) konjugirana kislina vode. Zato se konjugirani kislinsko-bazni par razlikuje le v prisotnosti kislega vodika, poleg tega pa je izpolnjena predpostavka, da ima vsaka kislina svojo konjugirano bazo in obratno.

Zdaj pa poglejmo naslednjo reakcijo:

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

V tem primeru imamo konjugirani kislinsko-bazni par, ki je voda oziroma hidroksilni ion, in bazo, amoniak, s svojim konjugiranim parom, vrsto kislega značaja \(N{H_4}^ + \).

Zdaj se morda sprašujete, kako to, da voda deluje hkrati kot kislina in baza? Ta sposobnost je znana kot amfoterizem. To pomeni, da je snov, ki lahko deluje na oba načina, odvisno od tega, s kom se kombinira, amfoterna snov.

Tako kot definiramo konjugirane pare, imajo ti posebno značilnost: večjo kislo moč ima kislina v paru, nižjo bazično moč. bo imela svojo konjugirano bazo, in je analogno primeru baz, večjo moč bazičnosti ima baza, njen konjugirani par bo zmanjšal jakost kislina. Spraševali se bodo, o kakšni sili govorimo?

No, ko je kislina močna, govorimo o vrsti, ki je sposobna popolnoma oddati kisli vodik, pri čemer vse svoje protone prenese v vodo in popolnoma disociira. V nasprotnem primeru so šibke kisline delno ionizirane v vodni raztopini, kar pomeni, da bo del kisline najden kot disociirane vrste, del pa bo ohranil svojo strukturo. Poglejmo naslednje tipične primere:

\(HC{l_{\levo( g \desno)}} + {H_2}{O_{\levo( l \desno)}} \do C{l^ – }_{\levo( {ac} \desno) } + \;{H_3}{O^ + _{\levo( {ac} \desno)}\)

To je močna kislina, saj popolnoma disociira in podobno se zgodi z natrijevim hidroksidom, ki je močna baza:

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

Če raziskujemo reakcijo ocetne kisline v vodni raztopini, opazimo, da obstaja ravnotežje med vrstama, saj disociacija ni popoln in zato obstaja termodinamična konstanta kislosti, ki ureja proces, ki je izražen kot funkcija aktivnosti vrste; v razredčenih raztopinah pa se lahko oceni z molskimi koncentracijami:

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

Medtem ko lahko za primer šibkih baz opišemo stopnjo, do katere se omenjena baza ionizira, če govorimo o njeni termodinamični konstanti bazičnosti, je to v primeru amoniaka:

\(Kb = \frac{{\levo[ {N{H_4}^ + } \desno]\levo[ {O{H^ – }} \desno]}}{{\levo[ {N{H_3}} \ prav]}}\)

Te konstante so prikazane v tabeli pri referenčnih temperaturah, obstaja pa tudi bibliografija, ki označuje stopnjo kislosti ali bazičnosti določenih spojin.

Nazadnje se bomo sklicevali na avtoionizacijo vode, kot smo že videli, ima voda tako bazo kot konjugirano kislino, kar lahko ta pojav opišemo v svoji ionizacijski reakciji:

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

Ta proces bi lahko definirali, kot smo že prej, z vpleteno konstanto, ki bi bila:

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

Če se zatečemo k matematični ureditvi, bi lahko ionski produkt vode izrazili kot naslednjo konstanto:

\(Kw = \levo[ {{H_3}{O^ + }} \desno]\levo[ {O{H^ – }} \desno]\)

Katerih vrednost pri 25 °C je konstantna in je: 1×10-14, kar pomeni, da če je raztopina nevtralna, tj. količina kisline kot baze bo vsaka koncentracija ionske vrste: 1×10-7 mol/L.