Ekzemplo de Brønsted-Lowry Acido-Bazaj Diskutaj Demandoj
Acidoj kaj bazoj estas gravaj konceptoj en kemio, kiujn multaj sciencistoj evoluigis kaj rafinis tra la jaroj. Unu el la plej popularaj teorioj estas la teorio de Brønsted-Lowry, proponita de Johannes Nicolaus Brønsted kaj Thomas Martin Lowry en 1923. Ĉi tiu teorio ofertas pli larĝan vidpunkton pri kiel acidoj kaj bazoj interagas en kemiaj reakcioj. En ĉi tiu artikolo, ni diskutos plurajn ekzemplajn problemojn rilatajn al la koncepto de Brønsted-Lowry pri acidoj kaj bazoj kaj kiel solvi ilin.
Bazaj Konceptoj pri Acidoj kaj Bazoj de Brønsted-Lowry
Laŭ la teorio de Brønsted-Lowry, acido estas substanco kiu povas donaci protonon (H+), dum bazo estas substanco kiu povas akcepti protonon. En kemiaj reakcioj, acidoj kaj bazoj interagas per protona transiga procezo, kie unu kombinaĵo agas kiel acido liberigante protonon, kaj la alia kombinaĵo agas kiel bazo akceptante protonon.
Ekzemploj de Acido-Bazaj Reakcioj
Ekzemplo de simpla reakcio inter acido kaj bazo laŭ la teorio de Brønsted-Lowry estas la reakcio inter kupro(II) sulfato (H2SO4) kaj natria hidroksido (NaOH):
\[ \tekst{H}_2 \tekst{SO}_4 + \tekst{NaOH} \rightarrow \tekst{NaHSO}_4 + \tekst{H}_2 \tekst{O} \]
En ĉi tiu reakcio, sulfata acido (H2SO4) agas kiel Brønsted-Lowry-acido ĉar ĝi donacas protonon (H+) al la bazo NaOH, kiu akceptas la protonon.
Specimenaj Demandoj kaj Diskutoj
Demando 1: Identigante Acidojn kaj Bazojn
Demando:
Identigu la acidojn kaj bazojn de Brønsted-Lowry en la jenaj reakcioj:
\[ \tekst{NH}_3 + \tekst{H}_2\tekst{O} \rightarrow \tekst{NH}_4^+ + \tekst{OH}^- \]
Diskuto:
En ĉi tiu reakcio, amoniako (NH3) kaj akvo (H2O) estas la reakciantoj, dum amoniaj jonoj (NH4+) kaj hidroksidaj jonoj (OH-) estas la produktoj. Ni vidu, kiu agas kiel acido kaj kiu agas kiel bazo.
– NH3 agas kiel bazo ĉar ĝi akceptas protonojn (H+) de H2O por formi NH4+.
– H₂O agas kiel acido ĉar ĝi donacas protonon (H+) al NH₃ por formi OH-.
Do, en ĉi tiu reakcio:
– NH3 estas bazo de Brønsted-Lowry.
– H₂O estas acido de Brønsted-Lowry.
Demando 2: Skribado de Konjugaciaj Reagoj
Demando:
Skribu la konjugitajn acido-bazajn parojn por la jenaj reakcioj:
\[ \tekst{HCl} + \tekst{H}_2\tekst{O} \rightarrow \tekst{H}_3\tekst{O}^+ + \tekst{Cl}^- \]
Diskuto:
En ĉi tiu reakcio, HCl agas kiel Brønsted-Lowry-acido donacante protonon (H+) al H2O. Akvo (H2O) akceptas la protonon kaj agas kiel Brønsted-Lowry-bazo. Post perdo de protono, HCl transformiĝas en Cl-, kaj H2O, post akiro de protono, transformiĝas en H3O+.
– Acido (HCl) kaj ĝia konjugita bazo (Cl-)
– Bazo (H2O) kaj ĝia konjugita acido (H3O+)
Tiel, la konjugita acido-baza paro en ĉi tiu reakcio estas:
– HCl / Cl-
– H2O / H3O+
Demando 3: Kalkulado de la pH de malforta acida solvaĵo
Demando:
Kalkulu la pH-on de 0.1 M solvaĵo de acetata acido (CH3COOH) se oni scias, ke la acida disociiga konstanto (Ka) estas \(1.8 × 10^{-5}\).
Diskuto:
Acetacido estas malforta acido, kaj en akvo ĝi nur parte joniĝas laŭ la sekva ekvacio:
\[ \tekst{CH}_3\tekst{COOH} \dekstremaldekstreharponoj \tekst{CH}_3\tekst{COO}^- + \tekst{H}^+ \]
La paŝoj por kalkuli pH estas jenaj:
1. Starigu la ekvilibran esprimon uzante la komencan koncentriĝon kaj la ŝanĝon en koncentriĝo:
\[ \tekst{Ka} = \frac{[\tekst{CH}_3\tekst{COO}^-][\tekst{H}^+]}{[\tekst{CH}_3\tekst{COOH}]} \]
2. Anstataŭigu la konatajn valorojn kaj solvu por \([H^+]\):
\[ 1.8 × 10^{-5} = \frac{x^2}{0.1 – x} \]
Ĉar \(x\) estas tre malgranda kompare kun 0.1, ni povas aproksimi \(0.1 – x \approx 0.1\):
\[ 1.8 × 10^{-5} = \frac{x^2}{0.1} \]
\[ x^2 = 1.8 \times 10^{-6} \]
\[ x = \sqrt{1.8 \times 10^{-6}} \]
\[ x \proksimume 1.34 \times 10^{-3} \]
3. Kalkulu la pH-on:
\[ \tekst{pH} = -\log[\tekst{H}^+] \]
\[ \tekst{pH} = -\log(1.34 \times 10^{-3}) \]
pH proksimume 2.87
Do, la pH de 0.1 M acetata acida solvaĵo estas ĉirkaŭ 2.87.
Demando 4: Identigante Amfiprotajn Solvaĵojn
Demando:
Identigu la amfiprotan solvaĵon en la sekva reakcio kaj klarigu kial:
\[ \tekst{HCO}_3^- + \tekst{H}_2\tekst{O} \dekstremaldekstreharponoj \tekst{H}_2\tekst{CO}_3 + \tekst{OH}^- \]
Diskuto:
Amfiprota solvaĵo estas solvaĵo kiu povas agi kiel acido aŭ bazo, depende de la reakciaj kondiĉoj. En la ekzempla reakcio supre:
– \(\text{HCO}_3^-\) agas kiel bazo kiam ĝi akceptas protonon de \(\text{H}_2\text{O}\), produktante \(\text{H}_2\text{CO}_3\).
– \(\text{HCO}_3^-\) ankaŭ povas agi kiel acido sub aliaj kondiĉoj, liberigante protonon kaj produktante \(\text{CO}_3^{2-}\).
Ĉi tio montras, ke la jono \(\text{HCO}_3^-\) estas amfiprota. Ĝi povas agi kaj kiel acido (protondonanto) kaj kiel bazo (protonakceptanto), depende de la alia substanco, kun kiu ĝi reagas.
Per ĉi tiuj ekzemplaj problemoj, ni povas pli bone kompreni kiel la acido-baza teorio de Brønsted-Lowry estas uzata por analizi kaj antaŭdiri kemiajn interagojn. Solida kompreno de ĉi tiu teorio estas la fundamento por multaj aplikoj en kemio, biokemio kaj aliaj sciencoj.
