Definícia Brønstedovej a Lowryho teórie a acidobázickej sily

Arrhenius definoval H protóny⁺ ako izolované druhy, hoci dnes je známe, že v Riešenie majú vysoké príťažlivosť s molekulami Voda a nachádzajú sa pri tvorbe hydróniových iónov (H₃ALEBO⁺). Na základe týchto konceptov ilustrujeme acidobázickú reakciu týkajúcu sa octu s kyselinou octovou zriedenou vo vode:

C₂ H₃ ALEBO_2(ac)+ H₂ ALEBO_(l) ↔ C₂ H₃ ALEBO₂^-_(ac)+ H₃ ALEBO⁺_(ac)

V tomto prípade je kyselina octová tá, ktorá daruje kyslý vodík, zatiaľ čo voda pôsobí ako zásada, ktorá odoberá darovaný protón. Na druhej strane sa vytvárajú dva nové iónové druhy, ktoré sú konjugovanými kyselinami a zásadami kyselín a zásad, z ktorých pochádzajú. V tomto prípade, druhov C₂ H₃ ALEBO₂

^- je konjugovaná báza kyseliny octovej, zatiaľ čo H₃ ALEBO⁺ je to konjugovaná kyselina vody. Preto sa konjugovaný pár kyselina-báza líši iba prítomnosťou kyslého vodíka a navyše je splnený predpoklad, že každá kyselina má svoju konjugovanú zásadu a naopak.

Teraz sa pozrime na nasledujúcu reakciu:

NH_3(ac)+ H₂ ALEBO_(l)↔NH₄⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

V tomto prípade máme konjugovaný pár kyselina-báza, ktorým je voda, respektíve hydroxylový ión, a zásada, amoniak, s jeho konjugovaným párom, kyslým druhom NH₄⁺.

Teraz sa možno čudujete, ako je možné, že voda pôsobí ako kyselina aj ako zásada schopnosť je známy ako amfoterizmus. Toto je látka ktorá môže pôsobiť oboma spôsobmi podľa toho, s kým sa kombinuje, je amfotérna látka.

Rovnako ako definujeme konjugované páry, majú zvláštnu vlastnosť: čím viac silu kyselina má kyselinu z páru, nižšia zásaditá sila bude mať svoju konjugovanú zásadu a je to analogické pre prípad báz, čím väčšiu silu zásaditosti báza má, jej konjugovaný pár zníži silu bázy kyselina. Možno sa pýtate, o akej sile hovoríme?

Keď je kyselina silná, hovoríme o druhu, ktorý je schopný úplne darovať kyslý vodík, preniesť všetky svoje protóny do vody a úplne sa disociovať. V opačnom prípade sú to slabé kyseliny, ktoré sú čiastočne ionizované vo vodnom roztoku, to znamená, že časť kyseliny sa bude nachádzať ako disociované druhy a časť si zachová svoju štruktúru. Pozrime sa na nasledujúce typické príklady:

HCl_(g)+ H₂ ALEBO_(l)→ Cl^-_(ac)+ H₃ ALEBO⁺_(ac)

Je to silná kyselina, pretože sa úplne disociuje a podobne sa vyskytuje aj s hydroxidom sodným, ktorý je silnou zásadou:

NaOH_(s)→ Nie⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Ak si spomenieme na reakciu kyseliny octovej vo vodnom roztoku, všimneme si, že existuje a Zostatok medzi druhmi, pretože disociácia nie je úplná, a preto existuje konštanta kyslosti termodynamika ktorý riadi proces, ktorý je vyjadrený z hľadiska činností druhu; V zriedených roztokoch sa však dá odhadnúť prostredníctvom molárnych koncentrácií:

Ka = C₂ H₃ ALEBO₂^-H₃ ALEBO⁺/HC₂ H₃ ALEBO₂

Zatiaľ čo v prípade slabých zásad môžeme opísať mieru, do akej je uvedená zásada ionizovaná, ak hovoríme o jej termodynamickej konštante zásaditosti, tak je to v prípade amoniaku:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

Tieto konštanty sú uvedené v tabuľke pri referenčných teplotách, pričom existuje aj bibliografia, ktorá uvádza úroveň kyslosti alebo zásaditosti určitých zlúčenín.

Nakoniec sa budeme odvolávať na autoionizáciu vody, ako sme už videli, voda má zásadu aj konjugovanú kyselinu, pričom tento jav dokážeme opísať vo svojej ionizačnej reakcii:

2H₂ ALEBO_(l)↔ OH^-_(ac)+ H₃ ALEBO⁺_(ac)

Tento proces by sme mohli definovať tak, ako sme to urobili predtým, prostredníctvom zapojených konštant, čo by bolo:

Kc = H₃ ALEBO⁺Oh^-/ H₂ ALEBO²

Pomocou matematického usporiadania by sme mohli vyjadriť iónový produkt vody ako nasledujúcu konštantu:

Kw = H₃ ALEBO⁺Oh^-

ktorých hodnota pri 25ºC je konštantná a je: 1x10-14, čo znamená, že ak je roztok neutrálny, to znamená rovný množstvo kyseliny ako zásady, každá z koncentrácií iónových látok bude: 1x10-7 mol / L.

Témy v Brønstedovej a Lowryho teórii a Acid-Basic Force