General Models Acid – Base

Kao što imamo, sumporna kiselina (H₂SO₄ – prisutna u automobilskim akumulatorima), sirćetna kiselina (CH3_{COOH – sirće), limunska kiselina (HOOCCH}2_C(OH)COOHCH2_{COOH – limun, narandža …) ugljična kiselina (H}2_CO3 _{– coca-cola) su kiseline kao što pokazuju sljedeće reakcije}

(eq. 1)=H₂SO_{4(aq) ´´´´´´} > HSO₄^–_(aq) + H⁺ _(aq)

(eq. 2)=CH₃COOH _{(aq) ´´´´´´}> CH₃COO ^–_{(aq)+ H}+ (aq)

(eq. 3)=HO₂CCH₂COHCO₂HCH 2_CO2_H(aq) ´´´´´´ _{> HO}2_CCH2COHCO2_HCH2_COO– (aq) _{+ H}+ (aq)

(eq. 4) =H₂CO_{3(aq) ´´´´´´}> HCO₃^–_(aq)+ H⁺ _(aq)

Imamo natrijum hidroksid (NaOH-kaustična soda), amonijum hidroksid (NH₄OH) i magnezijum hidroksid (Mg(OH)_{2– antacidi) koji su baze.}

(eq. 5)=NaOH_{(aq) ´´´´´´} > Na⁺ _(aq) + OH^–_(aq)

(eq. 6)=NH₄OH_{(aq) ´´´´´´} > NH ₄⁺_(aq) + OH^–_(aq)

(eq. 7)=Mg(OH)_{2(aq) ´´´´´´} > Mg 2+(aq) _{+ 2OH}–(aq)

Ovaj model ima nedostatak. To drastično ograničava broj reakcija koje se smatraju kiselo-baznim.

Tokom godina, predloženi su i drugi modeli, kao što je model Bronsted-Lowryja, koji definira acidobaznu reakciju kao onu u kojoj postoji prijenos protona s jedne vrste na drugu.

• ACID je vrsta koja oslobađa ili donira H^{+ jon, i}
• BASE je onaj koji prihvata (ili prima) ovaj jon.

Kao primjer pogledajmosljedeće reakcije:

(eq. 8)=HCl_{(aq) ´´´´´´} > H +(aq) _{+ Cl}–(aq)

Očigledno, nema nikoga ko bi primio H+ donirao HCl. Ali receptor postoji i to je voda u kojoj je HCl otopljen.

(eq. 9)=HCl(aq) + H2O _´´´´´´ > H3O+(aq) + Cl-(aq)

Ovdje voda djeluje kao baza prema ovom modelu. Objašnjavajući to bolje, Arrheniusovim modelom, njegovu jonizaciju u vodi. Sada da vidimo reakciju:

(eq. 10)=HCO-3(aq) + H2O _´´´´´´ > H2CO3(aq) + OH-(aq)

Ovde bikarbonatni jon prima H+iz vode (i voda deluje kao kiselina). Tačna je i sljedeća reakcija:

(eq. 11)=HCO-3(aq) + H2O _´´´´´´ > CO32-(aq) + H3O+(aq)

Prema predstavljenim jednadžbama, voda može djelovati i kao baza i kao kiselina.

(eq. 12)=H₂O + H₂O _{´´ ´´´´} > H₃O⁺ + OH^–

Sada možemo razumjeti ionizaciju vode kada proučavamo Ph, zar ne?

U ovim gore opisanim reakcijama možete primijetiti hemijske vrste koje se razlikuju samo za jednu H+. Ove vrste nazivamo konjugiranim kiselinsko-baznim parovima.

Vrste nastale od kiseline gubitkom vodikovog jona nazivaju se konjugirana baza te kiseline. Već onaj formiran iz baze dobitkom odion vodonika je konjugirana kiselina te baze, ovako:

(eq. 13)=Primjer: HCl_(aq) + NH_3(aq)´´´´´´ _{> NH}4+(aq) _{+ Cl}–(aq)

Izgleda dobro da Bronsted-Lowry model proširuje Arrheniusov model, međutim, on je ograničen u važnim aspektima. Primjenjuje se samo na reakcije koje uključuju prijenos vodikovih jona. Da bi vrsta bila definirana kao kiselina u ovom modelu, ona mora sadržavati najmanje jedan atom vodika koji se jonizuje.

Već treći model, Lewisov model, uklanja ovo ograničenje:

• Acid je vrsta koja prihvata par elektrona u datoj reakciji.
• Baza je vrsta koja donira ovaj par elektrona.

Sa strukturalne tačke gledišta, koncept Lewisove osnove ne razlikuje se mnogo od prethodnog koncepta. Da bi vrsta primila ion vodonika (baza B-L) mora posjedovati barem jedan par slobodnih elektrona. Na primjer:

:PH₃ / :NH_{3/ H}2_Ö: /:¨F: – može primiti H +, formiranje

PH₄⁺ / NH₄^{+/ H}3_O+ ^{/ HF}

Tada Lewisov koncept ne mijenja značajno broj vrsta koje se ponašaju kao baze. U međuvremenu, koncept kiseline značajno povećava broj vrsta sa ovom karakteristikom. Supstance kojeprihvatiti par elektrona može biti jon vodonika, pozitivno nabijeni metal, molekula sa nepotpunim oktetom…

(eq. 14)=H⁺ + H₂O: _{´´ ´´´´} > H₃O⁺

(eq. 15)=Zn²⁺ + 4:NH_3(aq) ´´´´´´ _{> Zn(NH}3₎42+

(eq. 16)=BF₃ +:NH_{3 ´´´ ´´´} > F₃B-NH₃

Acid-bazne karakteristike prodaje

Bazna svojstva soli zavise od ponašanja njenih jona. Neki joni nemaju uticaja na koncentraciju H⁺ u rastvoru. Takvi ioni se nazivaju neutralnim. Međutim, drugi ioni su sposobni da variraju koncentraciju H⁺ na više ili manje od 10^{-7 M (vrijednost za koju je otopina neutralna na 25 ºC).}

Neutralni joni su oni koji su izvedeni iz jakih kiselina i baza, kao što su Cl^–, NO₃^–, ClO₄^–, Li⁺, Na⁺, K^{+. Jaka kiselina (ili baza) ionizira prema reakciji:}

HA _´´´´´´ > H⁺ + A^–

BOH _´´´´´´ > B⁺ + OH^–

Trend obrnutog smjera ovih reakcija je vrlo, vrlo nizak. To jest, oni, kada su u rastvoru, nemaju tendenciju da se kombinuju sa H⁺ ili OH^–.

To su osnovni anjoniod slabih kiselina (zašto nema baznih katjona?). Slaba kiselina ima sljedeću jednačinu:

Ravnoteža ove reakcije je pomaknuta ulijevo. Zatim, anion A^– dodat u otopinu će težiti da se kombinuje sa H⁺ jonima, čineći medij sa većom količinom O H– ^{(osnovni). Joni kiseline su svi kationi, sa izuzetkom alkalijskih i nekih zemnoalkalnih i polikiselinskih anjona) 1. jonizacija).}

Ukratko