Bronsted eta Lowry-ren azido base teoria

Brønsted eta Lowry-ren azido base teoria Arrhenius-en azido-base teoriaren hedapena da.

Teoria honen izena Brønsted kimikari daniarra eta Lowry kimikari britainarrarenak ditu, hauek teoria proposatu baitzuten 1923.urtean, teoria hau hobetu egin zuen Arrhenius zientzialariak proposatutako teoria.

Historia

Johannes Nicolaus Brønsted XIX. mendeko kimikalari eta fisakalari daniarra izan zen. Ingeneritza kimikoa eta fisika ikasi zuen Kopenhageko Unibertsitatean. Doktoretza bukatu ondoren unibertsitaten horretan lanean aritu zen kimika ez-organika eta fisikako irakasle bezala.

Thomas Martin Lowry XIX. mendeko kimikalari eta fisikalari ingelesa izan zen. Kimika fisikoaren arloan egin zuen lan gehienbat.

1923an bi zientzialari hauek, independenteki, azido-base teoria batean hasi ziren lan egiten. Teoria hau Arrheniusen azido base teoriaren hobekuntza bat bezala aurkeztu zen eta gaur egun Brønsted eta Lowry-ren azido base teoría edo ABDB bezala ezagutzen da.

Kontzeptu nagusiak

Azido batek eta base bat elkarrekin erreakzionatzen dutenean; azidoak bere base konjokatua sortzen du eta baseak aldiz bere azido bere azido konjokatua protoi baten aldaketaren bitartez (hidrogeno katioia, edo H⁺).Honek esan nahi du, Brønsted eta Lowry-ren edozein azidoek H⁺ bat emateko gaitasuna izan behar du eta Brønsted eta Lowry baseak protoi bat jasotzeko gaitasuna izan behar du, hau da, elektroi bikote bakarti bat izan behar du. .

Brønsted-Lowry–ren definizioaren arabera, azido-base erreakzio bat, azido baten protoi bat base bati ematen zaion edozein erreakzio da. Definizioa azido-base erreakzioak eztabaidatzeko erabili dezakegu edozein disolbatzailean; ala nola fase gaseosoan gertatzen direnak. Adibidez Amoniako gaseosoa eta hidrogeno kloruro nahastea amonio kloruroa emateko:

${\ce {NH3(g) + HCl(g) -> NH4Cl (s)}}$

Erreakzio honetan ikusi ahal da HCl –k bere protoia ematen duela . Ondorioz, Brønsted-Lowry azido moduan jokatzen du. NH₃ –k elektroi bikote bakarti bat duenez, protoia jasoko du, honek Brønsted-Lowry base bezala jokatuko du.

Brønsted-Lowryren definizioa

Brønsted-en azidotasun eta basikotasun kontzeptuaren oinarrian azido edo base bat ez dira independenteak, baina fenomeno bera gertatzen da: protoi transferentzia konposatu batetik bestera. Honela definituko dugu:

Azido bat protoi bat,(H⁺) edo gehiago emateko gai den edozein espezie da.

Base bat, protoi bat, (H⁺) edo gehiago jasotzeko gai den edozein espezie da.

Teoriaren puntu garrantzitsuak:

Ura substantzia anfoteroa da, Brønsted-Lowry azido eta Brønsted-Lowry base bezala jokatu dezakeelako.

Azido eta base sendoak guztiz ionizatzen dira, hau da guztiz lerratzen dira eskubira edo ezkerrera erreakzioaren arabera. Azido eta base ahulak aldiz, partzialki ionizatzen dira; beraz, erreakzioa idaztean bi geziez adieraziko dugu; oreka bat izango baita.

Azido baten base konjokatua azidoak protoia eman ondoren sortzen den espeziea da; eta azido konjokatua, baseak protoia jaso ondoren sortzen den espezia izango da.

Azido eta baseen propietateak:

azido + base ↔ base konjokatua + azido konjokatua

Azido batek protoi bat galtzen duenean gelditzen den molekula edo ioia base konjokatu bezala ezagutzen da, eta sortzen den basearen espeziea protoia hartzerakoan azido konjokatu bezala ezagutzen da. Oreka erreakzioa bi aldetara lerratu daiteke, hala ere, azidoak beti emango dio protoi bat baseari bere base konjokatua sortuz eta alderantziz.

Azidoak bere disoziazio mailaren arabera, sendoak edo ahulak bezala sailkatu daitezke, azido sendoak guztiz disoziatzen dira, beste aldetik, azido ahulak partzialki disoziatzen dira, disoziazio gradu hauek neurtzeko Ka, disoziaziozko konstante azidoa, erabiltzen da.

Uraren azido-base jokabidea ^[1]

Ura substantzia anfoteroa da, hau da, azido nahiz base modura joka dezake.

Ura disolbatzaile erabiliena denez gero, bere azido-base jarrera garrantzi handikoa da, uretan gertatu daitezkeen erreakzioak mugatzen dituelako.

${\ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}}$

${\ce {NH3}}$ ${\ce {+ H2O <=> NH4+}}$ ${\ce {+ OH-}}$

H₃O⁺ katioia (hidronio ioia), H₂O basearen azido konjokatua da et OH^- anioia (hidroxido anioia) bestalde, H₂O azidoaren base konjokatua da.Berezitasun horri esker urak berekiko protoi-trukaketa betetzen du autoprotolisia izeneko erreakzioan parte hartzen

. ${\ce {H2O <=> OH- + H+}}$

${\ce {H+}}$ ${\ce {+ H2O <=> H3O+}}$

----------------------------------

${\ce {2H2O <=>OH- + H3O+}}$

Erreakzio honetan, bi azido-base bikote desberdinak parte hartzen dute H2O/OH- eta H3O/H2O bikoteak. Erreakzioari dagokion fromazio-konstantea definitu da (K_H3O+/H2O=1) eta erreakzio horrekiko determinaturik daude gainontzeko sistema protolitikoen formazio konstanteak, urarena barne.Uraren autoprotolisiaren erreakzioaren bitartez adierazi da eta hau da dagokion konstantea:

K={H₃O⁺}{OH^-}/{H2O}²

ur puruaren aktibtatea balditza estandarrean batekoa denez:

K_w={H₃O⁺}{OH^-}=10^-14

Emandako ekuazioari uraren autoprotolisi-konstantea edo biderkadura ionikoa deritzo. Ioi bien aktibitatea oso txikia da ur puruan, beraz aktibitatea kontzentrazio moduan adierazi daiteke.

Kw=[H₃O⁺][OH^-]=10^-14

Ur purutan hidronio eta hidroxiloaren kontzentrazioak berdinak direnez:

[H₃O⁺]=[OH^-]=10^-7 mol·dm^-3

Beraz, hidronio eta hidroxilo ioien kotzentrazioak erabil daitezke urezko edozein disoluzioren azidotasuna edo basikotasuna neurtzeko.

Balio horiek era errazago batean adierazita Sørensen-ek kontzentrazioaren logaritmo negatiboa erabiltzea erabaki zuen.

pH=-log [H₃O⁺]

edo

pOH=-log[OH^-]

Bi hauek erlazionatuta daude.

pK_w=pH + pOH=14,0

Lewis, Arrhenius eta Brønsted eta Lowry-ren teorien arteko konparaketa

Konparaketa Lewis teoriarekin

Urte berdinean Lewis-ek bere teoria plazaratu zuen, hau da, beste azido base teoria ezberdin bat. Teoria honen oinarria egitura elektronikoan dago. Lewis-en basea definitzen da elektroi pare bat eman dezakeen substantzia bezala, eta Lewis-en azidoa, elektroi pare bat hartu dezakeen substantzia.

Lewis-en azidoak, definitzen direla bi protoiren hartzaile bezala, ere jokatzen dute Brønsted eta Lowry-ren azidoak bezala, adibidez:

Al3+ + 6 H2O → Al(H2O)63+

Uraren ioia Bronsted eta Lowry-ren azido ahul bat da.

Azido borikoa ere Brønsted eta Lowry-ren azido bat da, baina ez da guztiz disoziatzen, baina Brønsted eta Lowry-ren azido guztiak bezala, protoi bat ematen dio baseari: B(OH)3 + 2 H2O ↔ B(OH)4− + H3O+

Erreakzio honetan, Azido borikoa Lewis-en azido bezala jokatzen du eta bi elektroi hartzen ditu. Urak berriz, bi molekula hidrogeno dituenez, protoi bat ematen dio azido borikoari, hidronio moduan gelditzeko.

Konparaketa Arrhenius-en teoriarekin

Arrhenius-en teoriaren puntu garrantzitsuak

Arrhenius-en azidoa, disoluzio akuoso batean edozein espezie H+ kontzentrazioa handitzen duena da.
Arrhenius basea, disoluzio akuoso batean OH- kontzentrazioa handitzen duen edozein espezie da.
Disoluzio akuoso batean H+ ioiak bereahala erreakzionatzen dute ur molekulekin hidronioak osatzeko H3O+.
Azido base erreakzio batean edo neutralizazio erreakzio batean, Arrhenius –en azido batek eta base batek erreakzionatzen dute orokorran ura eta gatz bat sortzeko.

	Arrhenius	Brønsted-Lowry	Lewis
Teoria	Teoria hau uraren disoziazioari eta ionizazioari buruz doa.	Protoiei buruzko teoría da.	Elektroiei buruzko teoría da.
Azido definizioa	Uretan H⁺ ioiak ematen dituena.	Protoiak ematen dituena.	Elektroi pareak hartzen dituena.
Base definizioa	Uretan OH^- ioiak ematen dituena.	Protoiak hartzen dituena.	Elektroi parean ematen dituena.
Azido-base erreakzioa	Ura osatzen da.	Protoiak transferitzen dira.	Lotura kobalente koordinatua osatzen da.
Ekuazioa	H⁺ + OH^- →H₂O	AH + B → A^- + BH⁺	A +:B→ A:B
Mugak	Bakarrik ur-disoluzioetan erabili daiteke. Azidoek H izan behar dute eta baseek OH.	Protoi tranferentzia ematen den erreakzioetan bakarrik erabili daiteke. Azidoek H izan behar dute.	Teoria orokorra.

Erreferentziak

↑ Euskal Udako Unibertsitarea, Kimika departamentua. (1996). Kimika Orokorra. , 362-364 or. ISBN 84-86967-71-6..

Kanpo estekak

Datuak: Q556036

[1] Euskal Udako Unibertsitarea, Kimika departamentua. (1996). Kimika Orokorra. , 362-364 or. ISBN 84-86967-71-6..

[1]