14.1 Brønsted-Lowry sýrur og basar

Flokkur sýru-basa efnahvarfa hefur verið rannsakaður um nokkurt skeið. Árið 1680 greindi Robert Boyle frá eiginleikum sýrulausna, þar á meðal getu þeirra til að leysa upp mörg efni, breyta litum ákveðinna náttúrulegra litarefna og að missa þessa eiginleika eftir snertingu við alkalílausnir (basalausnir). Á átjándu öld var viðurkennt að sýrur hefðu súrt bragð, hvörfuðust við kalkstein og losuðu loftkennd efni (sem nú er vitað að er CO₂) og mynduðu hlutlaus efni í efnahvörfum við alkalí. Árið 1815 lagði Humphry Davy mikið af mörkum til þróunar nútímahugmynda um sýrur og basa með því að sýna fram á að vetni væri ómissandi hluti sýra. Um svipað leyti komst Joseph Louis Gay-Lussac að þeirri niðurstöðu að sýrur væru efni sem gætu hlutleyst basa og að þessa tvo flokka efna væri aðeins hægt að skilgreina í samhengi hvors við annan. Mikilvægi vetnis var áréttað árið 1884 þegar Svante Arrhenius skilgreindi sýru sem efnasamband sem leysist upp í vatni og gefur frá sér vetniskatjónir (sem nú eru þekktar sem hýdróníumjónir) og basa sem efnasamband sem leysist upp í vatni og gefur frá sér hýdroxíðanjónir.

Johannes Brønsted og Thomas Lowry lögðu fram almennari lýsingu árið 1923 þar sem sýrur og basar voru skilgreindir út frá flutningi vetnisjóna, H⁺. (Athugið að þessar vetnisjónir eru oft einfaldlega kallaðar róteindir, þar sem þessi öreind er eini hluti katjóna sem myndast úr algengustu samsætu vetnis, ¹H.) Efnasamband sem gefur róteind til annars efnasambands er kallað Brønsted-Lowry sýra (e. brønsted-lowry acid) og efnasamband sem þiggur róteind er kallað Brønsted-Lowry basi (e. brønsted-lowry base). Sýru-basa efnahvarf er því flutningur róteindar frá gefanda (sýru) til þega (basa).

Hugtakið samoka pör er gagnlegt til að lýsa Brønsted-Lowry sýru-basa efnahvörfum (og öðrum afturkræfum efnahvörfum einnig). Þegar sýra gefur frá sér H⁺ er efnið sem eftir verður kallað samoka basi sýrunnar vegna þess að það hvarfast sem róteindarþegi í andstæðu efnahvarfi. Á sama hátt, þegar basi þiggur H⁺, breytist hann í sína samoka sýru. Efnahvarfið milli vatns og ammoníaks sýnir þetta. Í framátt virkar vatn sem sýra með því að gefa róteind til ammoníaks og verður í kjölfarið að hýdroxíðjón, OH⁻, sem er samoka basi vatns. Ammoníakið virkar sem basi með því að þiggja þessa róteind og verður að ammóníumjón, ${{{{{\text{NH}}}_{{4}}}}^{{\text{+}}}\text{,}}$ sem er samoka sýra ammoníaks. Í andstæðu efnahvarfi virkar hýdroxíðjón sem basi með því að þiggja róteind frá ammóníumjón, sem virkar sem sýra.

Efnahvarfið milli Brønsted-Lowry sýru og vatns er kallað sýrujónun (e. acid ionization). Til dæmis, þegar vetnisflúoríð leysist upp í vatni og jónast, flytjast róteindir frá vetnisflúoríðsameindum yfir til vatnssameinda og mynda hýdróníumjónir og flúoríðjónir:

Basajónun (e. base ionization) efnis á sér stað þegar það þiggur róteindir frá vatnssameindum. Í dæminu hér að neðan gangast pýridínsameindir, C₅NH₅, undir basajónun þegar þær eru leystar upp í vatni og mynda hýdroxíð- og pýridíníumjónir:

Fyrrnefnd jónunarhvarf gefa til kynna að vatn geti virkað bæði sem basi (eins og í efnahvarfi sínu við vetnisflúoríð) og sem sýra (eins og í efnahvarfi sínu við ammoníak). Efni sem geta bæði gefið og þegið róteindir eru kölluð amfíprótísk (e. amphiprotic), eða almennar, amfóterísk (e. amphoteric), hugtak sem má nota um sýrur og basa samkvæmt öðrum skilgreiningum en Brønsted-Lowry. Jöfnurnar hér að neðan sýna tvö möguleg sýru-basa efnahvörf fyrir tvö amfíprótísk efni, bíkarbónatjón og vatn:

{HCO}_{3}^{-} (aq) + H_{2} O (l) ⇌ {CO}_{3}^{2-} (aq) + H_{3} O^{+} (aq)

{HCO}_{3}^{-} (aq) + H_{2} O (l) ⇌ H_{2} {CO}_{3} (aq) + {OH}^{–} (aq)

Fyrri jafnan táknar efnahvarf bíkarbónats sem sýru við vatn sem basa, en sú síðari táknar efnahvarf bíkarbónats sem basa við vatn sem sýru. Þegar bíkarbónati er bætt í vatn komast bæði þessi jafnvægi á samtímis og hægt er að ákvarða samsetningu lausnarinnar sem myndast með viðeigandi jafnvægisútreikningum, eins og lýst er síðar í þessum kafla.

Í vökvafasa geta sameindir amfíprótísks efnis hvarfast hver við aðra eins og sýnt er fyrir vatn í jöfnunum hér að neðan:

Ferlið þar sem eins sameindir hvarfast og mynda jónir er kallað sjálfsjónun (e. autoionization). Fljótandi vatn gengst undir sjálfsjónun í mjög litlum mæli; við 25 °C eru um það bil tvær af hverjum milljarði vatnssameinda jónaðar. Umfang sjálfsjónunarferlis vatns endurspeglast í gildi jafnvægisfasta þess, jónamargfeldisfasta vatns, K_w (e. ion-product constant for water, kw):

H_{2} O (l) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {OH}^{−} (a q) K_{w} = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{−}]

Lítil jónun hreins vatns endurspeglast í lágu gildi jafnvægisfastans; við 25 °C hefur K_w gildið 1,0 $\times$ 10⁻¹⁴. Ferlið er innvermið og því eykst umfang jónunar og styrkur hýdróníumjóna og hýdroxíðjóna með hækkandi hitastigi. Til dæmis, við 100 °C, er gildið fyrir K_w um 5,6 $\times$ 10⁻¹³, sem er um það bil 50 sinnum hærra en gildið við 25 °C.

Dæmi 14.2

Lausn

Andhverf tengsl milli [H3O+] og [OH−]Lausn af sýru í vatni hefur styrk hýdróníumjóna sem er 2,0 $\times$ 10⁻⁶ M. Hver er styrkur hýdroxíðjóna við 25 °C?

Notaðu gildi jónamargfeldisfasta vatns við 25 °C

2 H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {OH}^{−} (a q) K_{w} = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{−}] = 1,0 \times 10^{−14}

til að reikna út óþekkta jafnvægisstyrkinn.

Umröðun á K_w jöfnunni sýnir að [OH⁻] er í andhverfu hlutfalli við [H₃O⁺]:

[{OH}^{−}] = \frac{K_{w}}{[H_{3} O^{+}]} = \frac{1,0 \times 10^{−14}}{2,0 \times 10^{−6}} = 5,0 \times 10^{−9}

Í samanburði við hreint vatn hefur sýrulausn hærri styrk hýdróníumjóna (vegna jónunar sýrunnar) og hlutfallslega lægri styrk hýdroxíðjóna. Þetta má skýra með lögmáli Le Châtelier sem hliðrun til vinstri í sjálfjónunarjafnvægi vatns vegna álags af völdum aukins styrks hýdróníumjóna.

Með því að setja jónastyrkina inn í K_w jöfnuna staðfestist þessi útreikningur og gefur væntanlegt gildi:

K_{w} = [H_{3} O^{+}] [{OH}^{−}] = (2,0 \times 10^{−6}) (5,0 \times 10^{−9}) = 1,0 \times 10^{−14}

Kannaðu þekkingu þína

Hver er styrkur hýdróníumjóna í vatnslausn með styrk hýdroxíðjóna sem er 0,001 M við 25 °C?

Námsmarkmið