Како се дефинише Брøнстед и Ловри ацид-базе теорија?

Супстанца која је способна да донира протон је киселина, док је она која тај протон прима база. Ову веома општу дефиницију киселина и база донели су хемичари Ј.Н. Брøнстед и Т.М. Ловри 1923. године, на основу концепта трансфера Х⁺ у кисело-базној реакцији.

Аррениус је дефинисао протоне Х⁺ као изоловане врсте, иако је данас познато да у раствору имају велику привлачност са молекулима воде и формирају хидронијум јоне (\({Х_3}{О^ + }\)). На основу ова два концепта истражујемо познату кисело-базну реакцију:

\(Х{Ц_2}{Х_3}{О_2}_{\лефт( {ац} \ригхт)} + {Х_2}{О_{\лефт( л \ригхт)}} \лефтригхтарров {Ц_2}{Х_3}{О_2 }{^ –{\лефт( {ац} \десно)}} + \;{Х_3}{О^ + }_{\лефт( {ац} \десно)}\)

У овом случају, сирћетна киселина је она која даје кисели водоник, док вода делује као база, узимајући донирани протон. Заузврат, формирају се две нове јонске врсте, а то су киселине и коњуговане базе киселина и база из којих су настале. У овом случају, врста \({Ц_2}{Х_3}{О_2}^ – \) је коњугована база сирћетне киселине, док је \({Х_3}{О^ + }\) 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:

\(Н{Х_3}_{\лефт( {ац} \ригхт)} + {Х_2}{О_{\лефт( л \ригхт)}} \лефтарров Н{Х_4}{^ + {\лефт( {ац} \десно)}} + \;О{Х^ – }_{\лефт( {ац} \десно)}\)

У овом случају имамо коњуговани киселинско-базни пар који је вода и хидроксилни јон, респективно, и базу, амонијак, са својим коњугованим паром, врста киселинског карактера \(Н{Х_4}^ + \).

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

Као што дефинишемо коњуговане парове, они имају посебну карактеристику: што киселина у пару има више киселости, то је нижа базна јачина. имаће своју коњуговану основу, а аналогно је случају база, што је база већа јачина базичности, њен коњуговани пар ће смањити снагу киселина. Питаће се о којој сили је реч?

Па онда, 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, слабе киселине се делимично јонизују у воденом раствору, што значи да ће се део киселине наћи као дисоциране врсте, а део ће задржати своју структуру. Погледајмо следеће типичне примере:

\(ХЦ{л_{\лефт( г \ригхт)}} + {Х_2}{О_{\лефт(л \ригхт)}} \до Ц{л^ – }_{\лефт( {ац} \ригхт) } + \;{Х_3}{О^ + }_{\лефт( {ац} \десно)}\)

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

\(НаО{Х_{\лефт( с \ригхт)}} \до Н{а^ + }_{\лефт( {ац} \ригхт)} + \;О{Х^ – }_{\лефт( { ац} \десно)}\)

Ако истражимо реакцију сирћетне киселине у воденом раствору, приметићемо да постоји равнотежа између врста, пошто дисоцијација није потпуна и стога постоји термодинамичка константа киселости која управља процесом, а која се изражава као функција активности врсте; међутим, у разблаженим растворима, може се проценити кроз моларне концентрације:

\(Ка = \фрац{{\лефт[ {{Ц_2}{Х_3}{О_2}^ – } \десно]\лефт[ {{Х_3}{О^ + }} \ригхт]}}{{\лефт[ {Х{Ц_2}{Х_3}{О_2}} \ригхт]}}\)

Док за случај слабих база можемо да опишемо степен до којег та база јонизује ако говоримо о њеној термодинамичкој константи базичности, такав је случај амонијака:

\(Кб = \фрац{{\лефт[ {Н{Х_4}^ + } \десно]\лефт[ {О{Х^ – }} \ригхт]}}{{\лефт[ {Н{Х_3}} \ јел тако]}}\)

Ове константе су табеларно приказане на референтним температурама, а 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:

\(2{Х_2}{О_{\лефт( л \ригхт)}} \лефтригхтарров \) \(О{Х^ – }_{\лефт( {ац} \ригхт)} + {Х_3}{О^ + }_{\лево( {ац} \десно)}\)

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

\(Кц = \фрац{{\лефт[ {{Х_3}{О^ + }} \десно]\лефт[ {О{Х^ – }} \десно]}}{{{{\лефт[ {{Х_2 }О} \десно]}^2}}}\)

Прибегавајући математичком аранжману, могли бисмо да изразимо јонски производ воде као следећу константу:

\(Кв = \лево[ {{Х_3}{О^ + }} \десно]\лево[ {О{Х^ – }} \десно]\)

чија је вредност на 25ºЦ константна и износи: 1×10-14, што значи да, ако је решење неутрално, тј. количина киселине од базе, свака од концентрација јонске врсте биће: 1×10-7 мол/Л.