Οξέα και βάσεις (έννοιες Bronsted και Lewis)

Όταν πρόκειται για ουσίες που ταξινομούνται ως οξέα ή βάσεις, υπάρχουν τρεις κύριες κατηγορίες που πρέπει να ληφθούν υπόψη. Σύμφωνα με τον ορισμό του Arrhenius, ένα οξύ παράγει Η+ σε διάλυμα και μια βάση παράγει ΟΗ- σε διάλυμα. Ο Svante Arrhenius ανέπτυξε αυτή τη θεωρία το 1883 και χρησιμοποιείται ακόμα και σήμερα. Αργότερα έγιναν θεωρητικές προτάσεις για δύο πιο εξελιγμένες και γενικές θεωρίες. Οι ορισμοί των Bronsted-Lowry και Lewis για τα οξέα και τις βάσεις, αντίστοιχα, παρουσιάζονται εδώ. Η ιεραρχία των θεωριών οξέος-βάσης απεικονίζεται σε αυτό το διάγραμμα. Μια υποκατηγορία οξέων και βάσεων Bronsted, που είναι οι ίδιες υποκατηγορία οξέων και βάσεων Lewis, αντιπροσωπεύεται από την οικογένεια οξέος και βάσεων Arrhenius.
Οι χημικές αντιδράσεις που περιλαμβάνουν οξέα και βάσεις περιγράφονται από τη θεωρία Arrhenius, η οποία είναι η απλούστερη και λιγότερο γενική περιγραφή που υπάρχει. Οξέα όπως το HClO₄ και βάσεις όπως NaOH ή Mg(OH)₂ περιλαμβάνονται σε αυτή τη θεωρία. Όταν τα οξέα και οι βάσεις αντιδρούν μεταξύ τους, σχηματίζονται νερό και άλατα. Αυτή η θεωρία περιγράφει με επιτυχία αυτή την αντίδραση.
Ωστόσο, δεν εξηγεί γιατί ορισμένες ουσίες, όπως το F- και το NO_2- , που δεν περιέχουν ιόντα υδροξειδίου, μπορούν να σχηματίσουν βασικά διαλύματα στο νερό όταν συνδυάζονται με νερό. Ο ορισμός των οξέων και βάσεων Bronsted-Lowry δίνει μια λύση σε αυτό το δίλημμα.
Όπως και στη θεωρία του Arrhenius, ένα οξύ είναι μια ουσία που έχει την ικανότητα να απελευθερώνει ένα πρωτόνιο, ενώ μια βάση είναι μια ουσία που μπορεί να δεχθεί ένα πρωτόνιο (παρόμοια με τη θεωρία του Arrhenius). Το Na+F-, για παράδειγμα, είναι ένα βασικό άλας που παράγει ιόντα υδρογόνου στο νερό αφαιρώντας πρωτόνια από το ίδιο το νερό (για να σχηματιστεί HF):

                               F(aq) +H₂ O(l)  ⇌  HF(aq) + OH

Αντίθετα, όταν ένα οξύ Bronsted διασπάται, προκαλεί αύξηση στη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα, [H+]. Αντίθετα, όταν μια βάση Bronsted διασπάται, προκαλεί τη λήψη ενός πρωτονίου από τον διαλύτη (νερό), με αποτέλεσμα [ΟΗ].
Διάσταση οξέος :  HA(aq) ⇌A(aq) + H(aq)
K_a =[A] [H]/HA
Διάσχιση βάσης :  B(aq) + H₂ O(l) ⇌ HB(aq) + OH (aq)
Kb =[HB+][  OH-  ]/[ B+]

Ισχυρά και ασθενή οξέα και βάσεις

Τα οξέα και οι βάσεις που διασπώνται πλήρως αναφέρονται ως ισχυρά οξέα και βάσεις:
HClO₄ (aq) H(aq)+ClO₄ (aq)
HBr(aq)⟶H(aq)+Br(aq)
CH₃ O(aq)+H₂ O(l)⟶CH₃ OH(aq)+OH(aq)
NH(aq)+H2O(l)⟶NH₃ (aq)+OH(aq)
Το δεξί βέλος (⟶) υποδεικνύει ότι η αντίδραση θα πραγματοποιηθεί μέχρι το τέλος της. Ως αποτέλεσμα, όταν αραιώνετε HClO₄ σε νερό έως 1,0 M, λαμβάνετε στην πραγματικότητα 1,0 M H(aq) και 1,0 M ClO₄ aq), με πολύ λίγο εναπομείναν αδιάσπαστο HClO₄ .
Αντίθετα, ασθενή οξέα και βάσεις όπως το οξικό οξύ (CH₃ COOH) και αμμωνία (NH₃ ) διαχωρίζονται ελάχιστα στο νερό – συνήθως μερικά τοις εκατό, ανάλογα με τη συγκέντρωσή τους και τις τιμές του K_a και Kb – και υπάρχουν κυρίως ως αδιάσπαστα μόρια.

Συζευγμένα οξέα και βάσεις

Τα συζευγμένα οξέα και βάσεις είναι οξέα και βάσεις που διαφέρουν κατά ένα πρωτόνιο (Η+).
Μια σημαντική συνέπεια αυτών των ισορροπιών είναι ότι κάθε οξύ (ΗΑ) έχει μια συζευγμένη βάση (Α-) και αντίστροφα. Αυτό αναφέρεται ως σχέση οξέος-βάσης. Στην ισορροπία διάστασης βάσης, το συζυγές οξύ της βάσης Β αντιπροσωπεύεται από το σύμβολο HB+.
Κάθε μία από αυτές τις ισορροπίες συνδέεται μεταξύ τους με την ισορροπία διάστασης νερού για ένα δεδομένο οξύ ή βάση:
H₂ O(l) ⇌ H(aq) + OH(aq)
K_w =[H+][OH−]
για την οποία η σταθερά ισορροπίας Kw είναι 1,00 x 10 στους 25°C, είναι συνάρτηση της θερμοκρασίας. Είναι απλό να αποδειχθεί ότι το γινόμενο των σταθερών διάστασης οξέος και βάσης K_a και K_b είναι η σταθερά K_w (για νερό).
Η ιδέα ότι τα ισχυρά οξέα έχουν ασθενείς συζυγείς βάσεις και τα αδύναμα οξέα έχουν ισχυρές συζυγείς βάσεις είναι μια κοινή παρανόηση. Έχοντας υπόψη ότι  K_a K_b =K_w , είναι ξεκάθαρο να δούμε ότι αυτό είναι λάθος. Ορίζουμε ένα ισχυρό οξύ ή βάση ως ένα στο οποίο K> 1, δηλ. στο οποίο η ουσία διασπάται πλήρως, σύμφωνα με τον ορισμό μας. Ορίζουμε ένα ασθενές οξύ ή βάση ως ένα που έχει pH 1> K> K_w . Ως αποτέλεσμα, εάν Ka> 1 (ισχυρό), τότε το Kb δεν μπορεί να είναι μεγαλύτερο από K_w (αδύναμος).
Ισχυρά οξέα, όπως το HCl, διασπώνται για να παράγουν ιόντα θεατή, όπως το Cl-, τα οποία δρουν ως συζευγμένες βάσεις, ενώ τα αδύναμα οξέα, όπως το οξικό οξύ, παράγουν ασθενείς συζυγείς βάσεις. Στην περίπτωση του οξικού οξέος και της συζυγούς του βάσης, το οξικό ανιόν. Το οξικό οξύ είναι ασθενές οξύ (Ka =1,8 x 10), και το οξικό οξύ είναι μια ασθενής βάση (Kb=KwKa=5,6 x 10). Το οξικό οξύ είναι ασθενές οξύ και το οξικό οξύ είναι αδύναμη βάση.
Είναι δυνατό να παραχθεί η συζευγμένη βάση του οξικού οξέος και το υδρόνιο αντιδρώντας με νερό σε μια αναστρέψιμη αντίδραση.
Η ισχύς ενός συζυγούς οξέος/βάσης είναι αντιστρόφως ανάλογη με την ισχύ ή την αδυναμία του μητρικού οξέος ή βάσης του. Για να είναι τεχνικό, οποιοδήποτε οξύ ή βάση μπορεί να ταξινομηθεί είτε ως συζευγμένο οξύ είτε ως συζευγμένη βάση. Αυτοί οι όροι χρησιμοποιούνται απλώς για τη διάκριση μεταξύ διαφορετικών ειδών σε διάλυμα (δηλαδή το οξικό οξύ είναι το συζυγές οξύ του οξικού ανιόντος, μια βάση, ενώ το οξικό είναι η συζευγμένη βάση του οξικού οξέος, ενός οξέος).
Σύμφωνα με τον απλό κανόνα που ανακάλυψε ο Linus Pauling, τα ουδέτερα οξυοξέα (H₂ SO₄ , H₃ PO₄ , HNO₃ , HClO₂ , και άλλα) μπορούν να χωριστούν σε δύο ομάδες:ισχυρές και αδύναμες. Στα οξέα, εάν ο αριθμός των ατόμων οξυγόνου είναι δύο ή περισσότερες φορές μεγαλύτερος από τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου, το οξύ θεωρείται ισχυρό. Διαφορετικά, το οξύ ταξινομείται ως ασθενές. Για παράδειγμα, τα ισχυρά οξέα HClO₄ και HClO₃ , όπου η διαφορά είναι 3 και 2, αντίστοιχα, σχηματίζονται και τα δύο από την αντίδραση του HClO₄ . Ούτε HNO₂ ούτε HClO₂ είναι ιδιαίτερα ισχυρές γιατί η διαφορά μεταξύ τους είναι μία και στις δύο περιπτώσεις. Όταν πρόκειται για ασθενή οξέα, η σχετική ισχύς καθορίζεται από τη διαφορά μεταξύ των δύο (για παράδειγμα, HClO₂ είναι ισχυρότερο ασθενές οξύ από το HOCl) και η ηλεκτραρνητικότητα του κεντρικού ατόμου (για παράδειγμα, HClO₂ είναι ισχυρότερο ασθενές οξύ από το HOCl) (Το HOCl είναι ισχυρότερο από το HOI).
Τα οξέα που έχουν την ικανότητα να δωρίζουν περισσότερα από ένα πρωτόνια αναφέρονται ως πολυπρωτικά οξέα. Λαμβάνοντας την οξύτητα του θειικού οξέος, H₂ SO₄ , για παράδειγμα, είναι ένα ισχυρό οξύ με μια συζευγμένη βάση που είναι στην πραγματικότητα ένα ασθενές οξύ από μόνο του. Αυτό σημαίνει ότι για κάθε mole H₂ SO₄ υπάρχουν σε υδατικό διάλυμα, δίνονται περισσότερα από ένα mole πρωτονίων. Ανθρακικό οξύ (H₂ CO₃ ) και φωσφορικό οξύ (H₃ PO₄ ) είναι και τα δύο πολυπρωτικά οξέα με χαμηλό pH 3,5. Τα διαδοχικά pKa του πολυπρωτικού οξέος τυπικά διαχωρίζονται από περίπου 5 μονάδες pH, επειδή γίνεται όλο και πιο δύσκολη η απομάκρυνση των πρωτονίων καθώς το ιόν φορτίζεται πιο αρνητικά καθώς αυξάνεται το pH του διαλύματος. Παραδείγματα περιλαμβάνουν το φωσφορικό οξύ, το οποίο έχει τρεις διαφορετικές τιμές pH:2,15, 7,20 και 12,35.

Ενώσεις με Αμφοτερικές ιδιότητες

Ορισμένες ουσίες έχουν την ικανότητα να δρουν τόσο ως οξύ όσο και ως βάση. Το νερό είναι ένα καλό παράδειγμα. H₂ Τα μόρια O έχουν την ικανότητα είτε να δωρίζουν είτε να δέχονται ιόντα υδρογόνου. Εξαιτίας αυτού, το νερό έχει την ιδιότητα να είναι αμφοτερικός διαλύτης. Όταν ένα οξύ διασπάται σε διάλυμα, το νερό δρα ως βάση και το οξύ διασπάται στο διάλυμα. Όταν οι βάσεις διασπώνται, το νερό, από την άλλη πλευρά, δρα ως οξύ. Το OH (aq) είναι το πιο ισχυρό οξύ που μπορούμε να φτιάξουμε στο νερό και το H (aq) είναι η πιο ισχυρή βάση που μπορούμε να φτιάξουμε στο νερό (aq).
Μεταξύ των άλλων τύπων αμφοτερικών ενώσεων είναι τα οξείδια και τα υδροξείδια των στοιχείων που βρίσκονται εκατέρωθεν του ορίου μεταξύ των μεταλλικών και των μη μεταλλικών στοιχείων στον περιοδικό πίνακα. Al(OH)₃ Τα ιόντα, για παράδειγμα, είναι αδιάλυτα σε ουδέτερο pH, αλλά μπορούν να δεχτούν πρωτόνια σε οξύ για να σχηματίσουν [Al(H₂ O)₆ ] ή δέχονται ένα ιόν ΟΗ- στη βάση για να σχηματίσουν ιόντα Al(OH)4- όταν εκτεθούν σε οξύ. Ως αποτέλεσμα, το οξείδιο του αργιλίου είναι διαλυτό και σε διαλύματα οξέος και βάσης, αλλά όχι σε ουδέτερο νερό. Άλλα αμφοτερικά οξείδια περιλαμβάνουν τα BeO, ZnO, Ga₂ O₃ , Sb₂ O₃ , και PbO, για να αναφέρουμε μερικά παραδείγματα. Η οξύτητα του οξειδίου ενός μετάλλου αυξάνεται αυξάνοντας την κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου, η οποία επιτυγχάνεται με την αφαίρεση της πυκνότητας των ηλεκτρονίων από τα άτομα οξυγόνου. Ως αποτέλεσμα, ενώ το Sb₂ O₅ είναι όξινο, Sb₂ O₃ είναι αμφοτερική.

Συμπέρασμα

Τα οξέα και οι βάσεις χρησιμοποιούνται σε διάφορα περιβάλλοντα στη σημερινή κοινωνία, όχι μόνο σε επιστημονικά εργαστήρια. Τα οξέα και οι βάσεις έχουν ρόλο στην καθημερινότητά μας, από την πέψη των τροφών μέχρι τα φάρμακα που παίρνουμε, καθώς και τα προϊόντα καθαρισμού που χρησιμοποιούμε. Πολλά από τα αντικείμενα που χρησιμοποιούμε σήμερα θα ήταν άχρηστα αν δεν υπήρχαν οξέα και βάσεις.