Як визначається кислотно-основна теорія Бренстеда і Лоурі?

Речовина, яка здатна віддавати протон, є кислотою, а та, яка приймає цей протон, є основою. Це дуже загальне визначення кислот і основ було введено хіміками Й.Н. Бренстед і Т.М. Лоурі в 1923 році, спираючись на концепцію перенесення Х⁺ в кислотно-основній реакції.

Арреніус дав визначення протонам Н⁺ як ізольовані види, хоча сьогодні відомо, що в розчині вони сильно притягуються до молекул води та утворюють іони гідронію (\({H_3}{O^ + }\)). На основі цих двох концепцій ми досліджуємо відому кислотно-основну реакцію:

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

У цьому випадку оцтова кислота віддає кислий водень, тоді як вода діє як основа, забираючи відданий протон. У свою чергу утворюються два нових іонних різновиди, які є кислотами та сполученими основами кислот і основ, з яких вони походять. У цьому випадку вид \({C_2}{H_3}{O_2}^ – \) є спряженою основою оцтової кислоти, тоді як \({H_3}{O^ + }\) є спряженою кислотою води. Отже, спряжена кислотно-основна пара відрізняється лише наявністю кислого водню і, крім того, виконується передумова про те, що кожна кислота має свою спряжену основу і навпаки.

Тепер розглянемо таку реакцію:

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

У цьому випадку ми маємо спряжену кислотно-основну пару, яка є водою та гідроксильним іоном відповідно, і основу, аміак, з її спряженою парою, різновидом кислотного характеру \(N{H_4}^ + \).

Тепер ви можете задатися питанням, як так вийшло, що вода діє і як кислота, і як основа? Ця здатність відома як амфотеризм. Тобто речовина, яка може діяти обома способами залежно від того, з ким вона поєднується, є амфотерною речовиною.

Подібно до того, як ми визначаємо спряжені пари, вони мають особливу характеристику: чим більшу кислотну силу має кислота в парі, тим нижча основна сила. буде мати свою спряжену основу, і це аналогічно випадку основ, чим більшу силу основності має основа, її спряжена пара зменшить силу кислота. Вони будуть дивуватися, про яку силу ми говоримо?

Ну тоді, коли кислота сильна, ми говоримо про вид, який здатний повністю віддавати кислий водень, передаючи всі свої протони воді та повністю дисоціюючи. В іншому випадку слабкі кислоти частково іонізуються у водному розчині, це означає, що частина кислоти буде виявлена ​​у вигляді дисоційованих видів, а частина збереже свою структуру. Розглянемо такі типові приклади:

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

Це сильна кислота, оскільки вона повністю дисоціює, і подібне відбувається з гідроксидом натрію, який є сильною основою:

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

Якщо ми досліджуємо реакцію оцтової кислоти у водному розчині, ми зауважимо, що існує рівновага між видами, оскільки дисоціація не є повний і, отже, існує термодинамічна константа кислотності, яка керує процесом, який виражається як функція активності види; однак у розведених розчинах його можна оцінити через молярні концентрації:

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

У той час як у випадку слабких основ ми можемо описати ступінь іонізації зазначеної основи, якщо говорити про її термодинамічну константу основності, це стосується випадку аміаку:

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

Ці константи зведені в таблиці при еталонних температурах, а також є бібліографія, яка вказує на рівень кислотності або основності певних сполук.

Нарешті, ми будемо посилатися на автоіонізацію води, як ми вже бачили, вода має як основу, так і сполучену кислоту, що може описати це явище в її реакції іонізації:

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

Ми могли б визначити цей процес, як ми це робили раніше, через включену константу, яка буде:

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

Вдаючись до математичної схеми, ми могли б виразити іонний добуток води як таку константу:

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

Значення якого при 25ºC є постійним і становить: 1×10-14, що означає, що якщо розчин є нейтральним, тобто рівним кількість кислоти, ніж основа, кожна з концентрацій іонних форм буде: 1×10-7 моль/л.