Дефиниција Брøнстедове и Ловријеве теорије и киселинско-базне силе

Аррениус је дефинисао Х протоне⁺ као изоловане врсте, иако је данас познато да у решење имају високу привлачност са молекулима Вода и налазе се у формирању хидронијум јона (Х₃ИЛИ⁺). На основу ових концепата илуструјемо кисело-базну реакцију која се односи на сирће, са сирћетном киселином разблаженом у води:

Ц₂ Х₃ ИЛИ_2(ац)+ Х₂ ИЛИ_(л) ↔ Ц₂ Х₃ ИЛИ₂^-_(ац)+ Х₃ ИЛИ⁺_(ац)

У овом случају, сирћетна киселина је она која донира кисели водоник, док вода делује као база узимајући донирани протон. Заузврат, формирају се две нове јонске врсте, које су коњуговане киселине и базе киселина и база из којих потичу. У овом случају, врсте Ц₂ Х₃ ИЛИ₂^- је коњугирана база сирћетне киселине док је Х

₃ ИЛИ⁺ то је коњугована киселина воде. Дакле, коњуговани киселинско-базни пар се разликује само у присуству киселог водоника и, штавише, испуњена је премиса да свака киселина има своју коњуговану базу и обрнуто.

Погледајмо сада следећу реакцију:

НХ_3(ац)+ Х₂ ИЛИ_(л)↔НХ₄⁺_(ац)+ ОХ^-_(ац)

У овом случају, имамо коњуговани киселинско-базни пар који је вода и хидроксил јон респективно, и базу, амонијак, са својим коњугованим паром, киселом врстом НХ₄⁺.

Сада, можда се питате како то да вода делује и као киселина и као база способност познато је као амфотеризам. То је супстанца која може деловати на оба начина у зависности од тога са ким се комбинује је амфотерна супстанца.

Баш као што дефинишемо коњуговане парове, они имају посебну карактеристику: што више снага киселина има киселину пара, доња базна сила ће имати своју коњуговану базу, а аналогно је и за случај базе, што је већа сила базичности која база има, њен коњуговани пар ће смањити силу киселина. Можда се питате о којој сили говоримо?

Па, када је киселина јака, говоримо о врсти која је способна да потпуно донира кисели водоник, пренесе све своје протоне у воду и потпуно се дисоцира. У супротном, то су слабе киселине, које су делимично јонизоване у воденом раствору, то имплицира да ће се део киселине наћи као дисоциране врсте, а део ће задржати своју структуру. Погледајмо следеће типичне примере:

ХЦл_(г)+ Х₂ ИЛИ_(л)→ Цл^-_(ац)+ Х₃ ИЛИ⁺_(ац)

Ово је јака киселина, пошто се потпуно дисоцира, а слично се дешава и са натријум хидроксидом, који је јака база:

НаОХ_(с)→ На⁺_(ац)+ ОХ^-_(ац)

Ако се сетимо реакције сирћетне киселине у воденом раствору, примећујемо да постоји а Баланс између врста, пошто дисоцијација није потпуна и, према томе, постоји константа киселости термодинамика који управља процесом, који се изражава кроз активности врсте; Међутим, у разблаженим растворима, може се проценити кроз моларне концентрације:

Ка = Ц₂ Х₃ ИЛИ₂^-Х₃ ИЛИ⁺/HC₂ Х₃ ИЛИ₂

Док за случај слабих база можемо описати степен до којег је наведена база јонизована ако говоримо о њеној термодинамичкој константи базичности, такав је случај амонијака:

Кб = НХ₄⁺Ох^-/NH₃

Ове константе су табеларно приказане на референтним температурама, док постоји и библиографија која указује на ниво киселости или базичности појединих једињења.

Коначно, осврнућемо се на аутојонизацију воде, као што смо већ видели, вода има и базу и коњуговану киселину, да бисмо могли да опишемо овај феномен у својој реакцији јонизације:

2Х₂ ИЛИ_(л)↔ ОХ^-_(ац)+ Х₃ ИЛИ⁺_(ац)

Могли бисмо да дефинишемо овај процес као што смо раније радили кроз константу укључену, која би била:

Кц = Х₃ ИЛИ⁺Ох^-/ Х₂ ИЛИ²

Користећи математички аранжман, могли бисмо да изразимо јонски производ воде као следећу константу:

Кв = Х₃ ИЛИ⁺Ох^-

чија је вредност на 25ºЦ константна и износи: 1к10-14, што значи да, ако је решење неутрално, тј. количина киселине у односу на базу, свака од концентрација јонске врсте биће: 1к10-7 мол / Л.

Теме у теорији Бронстеда и Ловрија и базичне силе киселине