Definicija Brønstedove in Lowryjeve teorije ter kislinsko-bazične sile

Arrhenius je definiral H protone⁺ kot izolirane vrste, čeprav je danes znano, da v rešitev imajo visoko privlačnost z molekulami Voda in jih najdemo, da tvorijo hidronijeve ione (H₃ALI⁺). Na podlagi teh konceptov ponazarjamo iz kislinsko-bazične reakcije, ki se nanaša na kis, z ocetno kislino, razredčeno v vodi:

C₂ H₃ ALI_2(ac)+ H₂ ALI_(l) ↔ C₂ H₃ ALI₂^-_(ac)+ H₃ ALI⁺_(ac)

V tem primeru je ocetna kislina tista, ki daruje kisli vodik, medtem ko voda deluje kot baza, ki vzame donirani proton. Po drugi strani nastaneta dve novi ionski vrsti, ki sta konjugirani kislini in bazi kislin in baz, iz katerih prihajata. V tem primeru je vrste C₂ H₃ ALI₂^- je konjugirana baza ocetne kisline, medtem ko je H

₃ ALI⁺ je konjugirana kislina vode. Zato se konjugirani kislinsko-bazni par razlikuje le v prisotnosti kislega vodika, poleg tega pa je izpolnjena premisa, da ima vsaka kislina svojo konjugirano bazo in obratno.

Zdaj pa si oglejmo naslednjo reakcijo:

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

V tem primeru imamo konjugiran kislinsko-bazni par, ki je voda oziroma hidroksilni ion, in bazo, amoniak, s svojim konjugiranim parom, kislo vrsto NH₄⁺.

Zdaj se morda sprašujete, kako to, da voda deluje tako kot kislina in kot baza sposobnost znano je kot amfoterizem. Se pravi, a snov ki lahko deluje na oba načina, odvisno od tega, s kom je v kombinaciji, je amfoterna snov.

Tako kot definiramo konjugirane pare, imajo posebno lastnost: več moč kislina ima kislino para, spodnja bazična sila bo imela svojo konjugirano bazo in je analogna v primeru baze, večja kot je sila bazičnosti, ki jo ima baza, bo njen konjugirani par zmanjšal silo kisline. Morda se sprašujete, o kakšni sili govorimo?

No, ko je kislina močna, govorimo o vrsti, ki je sposobna popolnoma donirati kisli vodik, vse svoje protone prenesti v vodo in se popolnoma disociirati. Sicer gre za šibke kisline, ki so delno ionizirane v vodni raztopini, kar pomeni, da se bo del kisline našel kot disociirane vrste, del pa bo ohranil svojo strukturo. Poglejmo si naslednje tipične primere:

HCl_(g)+ H₂ ALI_(l)→ Kl^-_(ac)+ H₃ ALI⁺_(ac)

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

NaOH_(s)→ Na⁺_(ac)+ OH^-_(ac)

Če se spomnimo reakcije ocetne kisline v vodni raztopini, opazimo, da obstaja a Ravnovesje med vrstami, saj disociacija ni popolna in zato obstaja konstanta kislosti termodinamika ki ureja proces, ki je izražen v obliki dejavnosti vrste; Vendar pa ga je v razredčenih raztopinah mogoče oceniti prek molskih koncentracij:

Ka = C₂ H₃ ALI₂^-H₃ ALI⁺/HC₂ H₃ ALI₂

Medtem ko lahko za primer šibkih baz opišemo stopnjo, do katere je omenjena baza ionizirana, če govorimo o njeni termodinamični konstanti bazičnosti, je tak primer amoniaka:

Kb = NH₄⁺Oh^-/NH₃

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

Na koncu se bomo sklicevali na avtoionizacijo vode, saj ima voda, kot smo že videli, bazo in konjugirano kislino, pri čemer lahko ta pojav opišemo v svoji ionizacijski reakciji:

2H₂ ALI_(l)↔ OH^-_(ac)+ H₃ ALI⁺_(ac)

Ta proces bi lahko definirali, kot smo to storili prej, z vključeno konstanto, ki bi bila:

Kc = H₃ ALI⁺Oh^-/ H₂ ALI²

Z matematično ureditvijo bi lahko izrazili ionski produkt vode kot naslednjo konstanto:

Kw = H₃ ALI⁺Oh^-

katerega vrednost je pri 25ºC konstantna in je: 1x10-14, kar pomeni, da če je raztopina nevtralna, se pravi enaka količina kisline kot baze, bo vsaka od koncentracij ionske vrste: 1x10-7 mol/l.

Teme iz teorije Brønsteda in Lowryja ter kislinsko-bazične sile