14.1: Бронстед-низькі кислоти та основи

Цілі навчання

• Визначте кислоти, основи та кон'юговані кислотно-лужні пари відповідно до визначення Бронстеда-Лоурі
• Напишіть рівняння для реакцій іонізації кислоти та основи
• Використовуйте постійну іонного продукту для води для розрахунку концентрації іонів гідронію та гідроксиду
• Охарактеризуйте кислотно-лужну поведінку амфіпротичних речовин

Кислоти і основи відомі з давніх-давен. Коли Роберт Бойл охарактеризував їх в 1680 році, він зазначив, що кислоти розчиняють багато речовин, змінюють колір деяких природних барвників (наприклад, вони змінюють лакмус з синього на червоний), і втрачають ці характерні властивості після контакту з лугами (підставами). У вісімнадцятому столітті було визнано, що кислоти мають кислий смак, вступають в реакцію з вапняком для звільнення газоподібної речовини (тепер відомо як СО ₂), і взаємодіють з лугами з утворенням нейтральних речовин. У 1815 році Хамфрі Деві багато в чому сприяв розвитку сучасної кислотно-лужної концепції, продемонструвавши, що водень є незамінною складовою кислот. Приблизно в той же час Джозеф Луї Гей-Люссак дійшов висновку, що кислоти - це речовини, які можуть нейтралізувати основи і що ці два класи речовин можна визначити лише з точки зору один одного. Значення водню було знову підкреслено в 1884 році, коли Сванте Арреніус визначив кислоту як сполуку, яка розчиняється у воді з утворенням катіонів водню (тепер визнаних іонами гідронію) і основу як сполуку, яка розчиняється у воді з утворенням гідроксидних аніонів.

У попередньому розділі про хімічні реакції ми визначили кислоти та основи, як це робив Арреній: Ми визначили кислоту як сполуку, яка розчиняється у воді з отриманням іонів гідронію (H ₃ O ⁺), і основу як сполуку, яка розчиняється у воді з утворенням гідроксидних іонів ($\ce{OH-}$). Це визначення не є неправильним, воно просто обмежене.

Пізніше ми розширили визначення кислоти або основи, використовуючи більш загальне визначення, запропоноване в 1923 році датським хіміком Йоханнесом Бронстедом та англійським хіміком Томасом Лоурі. Їх визначення зосереджується на протоні,$\ce{H^+}$. Протон - це те, що залишається, коли нормальний атом водню$\ce{^1_1H}$, втрачає електрон. Сполука, яка дарує протон іншій сполуці, називається кислотою Бренстеда-Лоурі, а сполука, яка приймає протон, називається основою Бренстеда-Лоурі. Кислотно-лужна реакція - це перенесення протона від донора протона (кислоти) до протонного акцептора (основи). У наступному розділі цього тексту ми представимо найбільш загальну модель кислотно-лужної поведінки, введену американським хіміком Г.Н. Льюїсом.

Кислоти можуть бути такими сполуками, як HCl або H ₂ SO ₄, органічними кислотами, такими як оцтова кислота ($\ce{CH_3COOH}$) або аскорбінова кислота (вітамін С), або H ₂ O. Аніони (такі як\(\ce{HSO_4^-}\)$\ce{H_2PO_4^-}$$\ce{HS^-}$,, і$\ce{HCO_3^-}$) і катіони (наприклад$\ce{H_3O^+}$$\ce{NH_4^+}$,, і$\ce{[Al(H_2O)_6]^{3+}}$) також виступають в якості кислот. Бази діляться на ті ж три категорії. Базами можуть бути нейтральні молекули (наприклад$\ce{H_2O}$$\ce{NH_3}$,, і$\ce{CH_3NH_2}$), аніони (такі як$\ce{OH^-}$$\ce{HS^-}$,$\ce{HCO_3^-}$,$\ce{CO_3^{2−}}$,$\ce{F^-}$, і$\ce{PO_4^{3−}}$) або катіони (такі як$\ce{[Al(H_2O)_5OH]^{2+}}$). Найбільш звичними основами є іонні сполуки, такі як$\ce{NaOH}$ і$\ce{Ca(OH)_2}$, які містять іон гідроксиду,$\ce{OH^-}$. Гідроксид-іон в цих сполуках приймає протон з кислот для утворення води:

$$\ce{H^+ + OH^- \rightarrow H_2O} \label{14.11}$$

Ми називаємо продукт, який залишається після того, як кислота дарує протон кон'югатною основою кислоти. Цей вид є основою, оскільки він може приймати протон (для повторного утворення кислоти):

$$\text{acid} \rightleftharpoons \text{proton} + \text{conjugate base}\label{14.12a}$$

$$\ce{HF \rightleftharpoons H^+ + F^-} \label{14.12b}$$

$$\ce{H_2SO_4 \rightleftharpoons H^+ + HSO_4^{−}}\label{14.12c}$$

$$\ce{H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-}\label{14.12d}$$

$$\ce{HSO_4^- \rightleftharpoons H^+ + SO_4^{2−}}\label{14.12e}$$

$$\ce{NH_4^+ \rightleftharpoons H^+ + NH_3} \label{14.12f}$$

Ми називаємо продукт, який виходить, коли основа приймає протон, кон'югатну кислоту основи. Цей вид є кислотою, оскільки він може відмовитися від протона (і, таким чином, повторно формувати основу):

$$\text{base} + \text{proton} \rightleftharpoons \text{conjugate acid} \label{14.13a}$$

$$\ce{OH^- +H^+ \rightleftharpoons H2O}\label{14.13b}$$

$$\ce{H_2O + H^+ \rightleftharpoons H3O+}\label{14.13c}$$

$$\ce{NH_3 +H^+ \rightleftharpoons NH4+}\label{14.13d}$$

$$\ce{S^{2-} +H^+ \rightleftharpoons HS-}\label{14.13e}$$

$$\ce{CO_3^{2-} +H^+ \rightleftharpoons HCO3-}\label{14.13f}$$

$$\ce{F^- +H^+ \rightleftharpoons HF} \label{14.13g}$$

У цих двох наборах рівнянь поведінка кислот як донорів протонів та основ як акцепторів протонів представлена ізольовано. Насправді всі кислотно-лужні реакції передбачають перенесення протонів між кислотами і підставами. Для прикладу розглянемо кислотно-лужну реакцію, яка відбувається при розчиненні аміаку у воді. Молекула води (функціонує як кислота) переносить протон до молекули аміаку (функціонуючої як основа), отримуючи кон'югатну основу води$\ce{OH^-}$, і кон'югатну кислоту аміаку,$\ce{NH4+}$:

 

Ця фігура має три частини в два ряди. У першому ряду показані дві діаграми кислотно-лужних пар. Ліворуч показана модель заповнення простору H indexpt 2 O з червоним атомом O в центрі та двома меншими білими атомами H, прикріпленими у зігнутій формі. Над цією моделлю розміщена мітка «H dincript 2 O (acid)» фіолетового кольору. Стрілка вказує праворуч, яка позначена «Видалити H верхній індекс плюс». Праворуч знаходиться ще одна модель заповнення простору з одним червоним атомом O, до якого прикріплений один менший білий атом H. Мітка фіолетового кольору над цією моделлю говорить: «O H верхній індекс негативний (сполучена основа)». Над обома цими червоними і білими моделями знаходиться спрямована вгору дужка, яка позначена як «Сполучений кислотно-лужна пара». Праворуч знаходиться модель заповнення простору з центральним синім атомом N, до якого три менших білих атома H прикріплені в трикутному розташуванні піраміди. Етикетка зеленим кольором вище говорить «N H індекс 3 (основа)». Стрілка з написом «Додати H верхній індекс плюс» вказує праворуч. Праворуч від стрілки знаходиться ще одна модель заповнення простору з синім центральним атомом N і чотирма меншими білими атомами H в чотиригранному розташуванні. Зелена мітка вище читає «N H індекс 3 верхній індекс плюс (кон'югатна кислота)». Над обома цими синіми і білими моделями знаходиться спрямована вгору дужка, яка позначена як «Сполучений кислотно-лужна пара». Другий рядок малюнка показує хімічну реакцію, H індекс 2 O (l) показаний фіолетовим кольором, а нижче позначений фіолетовим кольором як «кислота», плюс N H індекс 3 (a q) зеленим кольором, позначений нижче зеленим кольором як «база», а потім двостороння стрілка зі стрілкою та O H верхній індекс негативний (a q) фіолетовим кольором, позначений у фіолетовий як «сполучена основа», плюс N H індекс 4 верхній індекс плюс (a q)» зеленим кольором, який позначений зеленим кольором як «кон'югатна кислота». Кислота з лівого боку рівняння з'єднується з сполученою основою праворуч фіолетовою лінією. Аналогічно підстава зліва з'єднується з кон'югатной кислотою з правого боку.

Реакція між кислотою Brønsted-Lowry і водою називається іонізацією кислоти. Наприклад, коли фтористий водень розчиняється у воді і іонізується, протони переносяться з молекул фториду водню в молекули води, утворюючи іони гідронію і фторидні іони:

 

Ця цифра має два ряди. В обох рядах показана хімічна реакція. У першому наводяться структурні формули. У цій моделі фіолетового кольору атом H з'єднаний з атомом F єдиним зв'язком. Атом F має пари електронних точок вгорі, праворуч і внизу. Далі слідує знак плюса, за яким зеленою йде атом O, який має атоми H одноосібно пов'язані вище і праворуч. Атом O має пари електронних точок на лівій і нижній стороні. Далі йде подвійна стрілка. Праворуч у дужках розташована структура з центральним атомом O зеленим кольором, з зеленими атомами H, поодиноко зв'язаними зверху і праворуч. Пара зелених електронних точок знаходиться на нижній стороні атома О. Зліва від зеленого атома O поодиноко пов'язаний фіолетовий атом Н. Далі слідують знак плюс і атом F фіолетового кольору з парами електронних точок зверху, праворуч, знизу та ліворуч. Цей атом також має надіндексний негативний знак. Реакція написана в символічній формі нижче. H F позначений фіолетовим кольором нижче як «Кислотний індекс 1». Далі йде плюс H індекс 2 O, який позначений зеленим кольором нижче як «Базовий індекс 2». Далі йде двостороння стрілка. Праворуч знаходиться H індекс 3 O верхній індекс плюс, який позначений зеленим кольором, як показано нижче, як «Кислотний індекс 2». Далі йдуть плюс і F, оточені 4 парами точок і надрядковий негатив. Мітка нижче фіолетовим кольором говорить: «Базовий індекс 1». Праворуч від реакцій знаходиться формула, K індекс дорівнює лівій дужці H підрядковий 3 O верхній індекс плюс права дужка ліва дужка F надіндексний негативний правий дужка по всій лівій дужці H F права дужка.

Коли ми додаємо основу до води, відбувається реакція іонізації основи, в якій протони переносяться від молекул води до молекул основи. Наприклад, додавання піридину у воду дає гідроксид-іони та іони піридинію:

Зверніть увагу, що обидві ці реакції іонізації представлені як процеси рівноваги. Відносна ступінь протікання цих реакцій іонізації кислоти та основи є важливою темою, розглянутою в наступному розділі цієї глави. У попередніх параграфах ми бачили, що вода може функціонувати як кислота або основа, залежно від природи розчиненої в ній розчиненої речовини. Насправді в чистій воді або в будь-якому водному розчині вода виступає і як кислота, і основа. Дуже мала частка молекул води передають протони іншим молекулам води з утворенням іонів гідронію та гідроксидних іонів:

 

Ця цифра має два ряди. В обох рядах показана хімічна реакція. У першому наводяться структурні формули. У цій моделі у фіолетовому кольорі атом O, який має атоми H одноосібно зв'язані вгорі та праворуч. Атом O має пари електронних точок на лівій і нижній стороні. Далі слідує знак плюса, за яким зеленою йде атом O, який має атоми H одноосібно пов'язані вище і праворуч. Атом O має пари електронних точок на лівій і нижній стороні. Далі йде подвійна стрілка. Праворуч у дужках розташована структура з центральним атомом O зеленим кольором, з зеленими атомами H, поодиноко зв'язаними зверху і праворуч. Пара зелених електронних точок знаходиться на нижній стороні атома О. Зліва від зеленого атома O поодиноко пов'язаний фіолетовий атом Н. Поза дужками праворуч знаходиться верхній індекс плюс. Далі йдуть знак плюс і атом O фіолетового кольору з парами електронних точок зверху, зліва і знизу. Атом H одноосібно пов'язаний праворуч. Цей атом має надіндексний негативний знак. Реакція написана в символічній формі нижче. H індекс 2 O позначений фіолетовим кольором нижче як «Кислотний індекс 1». Далі йде плюс H індекс 2 O, який позначений зеленим кольором нижче як «Базовий індекс 2». Далі йде двостороння стрілка. Праворуч знаходиться H індекс 3 O верхній індекс плюс, який позначений зеленим кольором, як показано нижче, як «Кислотний індекс 2». Далі йдуть плюс і O з парами крапок зверху, знизу та ліворуч з одноосібним H праворуч з надрядковим негативом. Мітка нижче фіолетовим кольором говорить: «Базовий індекс 1».

Цей тип реакції, при якій речовина іонізується, коли одна молекула речовини реагує з іншою молекулою тієї ж речовини, називається автоіонізацією. Чиста вода піддається автоіонізації в дуже незначній мірі. Лише близько двох$10^9$ молекул у зразку чистої води іонізуються при 25 °С, постійна рівноваги для іонізації води називається постійною іонного продукту для води (K _w):

$$\ce{H_2O}_{(l)}+\ce{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}_{(aq)}+\ce{OH^-}_{(aq)}\;\;\; K_\ce{w}=\ce{[H_3O^+][OH^- ]} \label{14.14}$$

Незначна іонізація чистої води відбивається на малому значенні постійної рівноваги; при 25° С кВт має значення$1.0 \times 10^{−14}$. Процес ендотермічний, і тому ступінь іонізації і результуючі концентрації іонів гідронію і гідроксид-іона збільшуються з температурою. Наприклад, при 100° C значення для приблизно$5.1 \times 10^{−13}$,$K_\ce{w}$ приблизно в 50 разів більше, ніж значення при 25° C.

Приклад$\PageIndex{1}$: Ion Concentrations in Pure Water

Що таке концентрація іонів гідронію та концентрація гідроксид-іонів у чистій воді при 25° C?

Рішення

Автоіонізація води дає однакову кількість іонів гідронію та гідроксиду. Тому в чистій воді,$\ce{[H_3O^+]} = \ce{[OH^- ]}$. При 25 °C:

$$K_\ce{w}=\ce{[H_3O^+][OH^- ]}=\ce{[H_3O^+]^2}=\ce{[OH^- ]^2}=1.0 \times 10^{−14} \nonumber$$

Отже:

$$\ce{[H_3O^+]}=\ce{[OH^- ]}=\sqrt{1.0 \times 10^{−14}} =1.0 \times 10^{−7}\; M \nonumber$$

Концентрація іонів гідронію та концентрація гідроксид-іонів однакові, і ми знаходимо, що обидва рівні$1.0 \times 10^{−7}\; M$.

Вправа$\PageIndex{1}$

Іонний продукт води при 80° C становить$2.4 \times 10^{−13}$. Які концентрації іонів гідронію та гідроксиду в чистій воді при 80° C?

Відповідь

$\ce{[H_3O^+]} = \ce{[OH^- ]} = 4.9 \times 10^{−7}\; M$

Важливо усвідомлювати, що автоіонізаційна рівновага для води встановлюється у всіх водних розчині. Додавання кислоти або основи в воду не змінить положення рівноваги. Приклад 14.12 демонструє кількісні аспекти цього співвідношення між концентраціями гідронію та гідроксид-іонів.

Приклад$\PageIndex{2}$: The Inverse Proportionality of $\ce{[H_3O^+]}$ and $\ce{[OH^- ]}$

Зворотна пропорційність [H ₃ O ⁺] і [ОН ^-] Розчин вуглекислого газу у воді має концентрацію іонів гідронію$2.0 \times 10^{−6}\; M$. Яка концентрація гідроксид-іона при 25° C?

Рішення

Відомо значення постійної іонного продукту для води при 25 °С:

$$\ce{2 H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}_{(aq)} + \ce{OH^-}_{(aq)} \nonumber$$

$$K_\ce{w}=\ce{[H3O+][OH^- ]}=1.0 \times 10^{−14} \nonumber$$

Таким чином, ми можемо обчислити відсутню концентрацію рівноваги.

Перестановка виразу K _w дає$[\ce{OH^- }]$ прямо пропорційну оберненому [H ₃ O ⁺]:

$$[\ce{OH^- }]=\dfrac{K_{\ce w}}{[\ce{H_3O^+}]}=\dfrac{1.0 \times 10^{−14}}{2.0 \times 10^{−6}}=5.0 \times 10^{−9} \nonumber$$

Концентрація гідроксид-іонів у воді зменшується до$5.0 \times 10^{−9}\: M$, коли концентрація іонів водню збільшується до$2.0 \times 10^{−6}\; M$. Це очікується від принципу Ле Шательє; реакція автоіонізації зміщується вліво, щоб зменшити напругу підвищеної концентрації іонів гідронію і$\ce{[OH^- ]}$ зменшується відносно цієї в чистій воді.

Перевірка цих концентрацій підтверджує, що наша арифметика правильна:

$$\begin{align*} K_\ce{w} &=\ce{[H_3O^+][OH^- ]} \\[4pt] &=(2.0 \times 10^{−6})(5.0 \times 10^{−9})\\[4pt] &=1.0 \times 10^{−14} \end{align*} \nonumber$$

Вправа$\PageIndex{2}$

Яка концентрація іонів гідронію у водному розчині з концентрацією гідроксид-іонів 0,001 М при 25 °С?

Відповідь

$$\ce{[H3O+]} = 1 \times 10^{−11} M \nonumber$$

амфіпротичні види

Як і вода, багато молекул та іонів можуть або набирати, або втрачати протон за відповідних умов. Такі види, як кажуть, амфіпротичні. Іншим терміном, який використовується для опису таких видів, є амфотерним, який є більш загальним терміном для виду, який може діяти як кислота або основа за будь-яким визначенням (не лише Бронстед-Лоурі). Розглянемо, наприклад, іон бікарбонату, який може або пожертвувати, або приймати протон, як показано тут:

$$\ce{HCO^-}_{3(aq)} + \ce{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{CO^{2-}}_{3(aq)} + \ce{H_3O^+}_{(aq)} \label{14.15a}$$

$$\ce{HCO^-}_{3(aq)} + \ce{H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_2CO}_{3(aq)} + \ce{OH^-}_{(aq)} \label{14.15b}$$

Приклад$\PageIndex{3}$: The Acid-Base Behavior of an Amphoteric Substance

Напишіть окремі рівняння, що представляють реакцію$\ce{HSO3-}$

1. як кислота з$\ce{OH^-}$
2. як основа з HI

Рішення

1. $\ce{HSO3-}(aq)+ \ce{OH^-}(aq)\rightleftharpoons \ce{SO3^2-}(aq)+ \ce{H_2O}_{(l)}$
2. $\ce{HSO3-}(aq)+\ce{HI}(aq)\rightleftharpoons \ce{H2SO3}(aq)+\ce{I-}(aq)$

Вправа$\PageIndex{3}$

Напишіть окремі рівняння, що представляють реакцію$\ce{H2PO4-}$

1. в якості основи з HBr
2. як кислота з$\ce{OH^-}$

Відповідь

$\ce{H2PO4-}(aq)+\ce{HBr}(aq)\rightleftharpoons \ce{H3PO4}(aq)+\ce{Br-}(aq)$

Відповідь б

$\ce{H2PO4-}(aq)+\ce{OH^-} (aq)\rightleftharpoons \ce{HPO4^2-}(aq)+ \ce{H_2O}_{(l)}$

Резюме

З'єднання, яке може пожертвувати протон (іон водню) іншій сполуці, називається кислотою Бронстеда-Лоурі. З'єднання, яке приймає протон, називається основою Бронстеда-Лоурі. Вид, що залишився після того, як кислота Бронстеда-Лоурі втратила протон, є кон'югатною основою кислоти. Вид, що утворився, коли основа Бронстеда-Лоурі отримує протон, є кон'югатною кислотою основи. Таким чином, кислотно-лужна реакція відбувається при переході протона з кислоти в основу, з утворенням кон'югатної основи реактивної кислоти і утворенням кон'югатної кислоти основи реагенту. Амфіпротичні види можуть виступати як донорами протонів, так і протонними акцепторами. Вода - найважливіший амфіпротичний вид. Він може утворювати як іон гідронію, H ₃ O ⁺, так і гідроксид-іон,$\ce{OH^-}$ коли піддається автоіонізації:

$$\ce{2 H_2O}_{(l)} \rightleftharpoons \ce{H_3O^+}(aq)+\ce{OH^-} (aq) \nonumber$$

Іонний твір води, K _w - постійна рівноваги для реакції автоіонізації:

$$K_\ce{w}=\mathrm{[H_3O^+][OH^- ]=1.0 \times 10^{−14} \; at\; 25°C} \nonumber$$

Ключові рівняння

• $$K_{\ce w} = \ce{[H3O+][OH^- ]} = 1.0 \times 10^{−14}\textrm{ (at 25 °C)} \nonumber$$

Глосарій

іонізація кислоти

реакція, що включає перенесення протона з кислоти у воду, що дає іони гідронію та кон'югатну основу кислоти

амфіпротичний

види, які можуть або отримати або втратити протон в реакції

амфотерних

види, які можуть виступати в якості кислоти або основи

автоіонізація

реакція між однаковими видами, що дають іонні продукти; для води ця реакція передбачає перенесення протонів з утворенням іонів гідронію та гідроксиду

базова іонізація

реакція, що включає перенесення протона з води на основу, що дає гідроксид-іони і кон'югатну кислоту основи

Бронстро-Лоурі кислота

донор протонів

Бронстед-Лоурі база

протонний акцептор

кон'югатна кислота

речовина, що утворюється, коли основа отримує протон

сполучені підстави

речовина, що утворюється, коли кислота втрачає протон

константа іонного продукту для води (K _w)

константа рівноваги для автоіонізації води