Bronsteda-Louri skābju-bāzu diskusiju jautājumu piemērs
Skābes un bāzes ir svarīgi ķīmijas jēdzieni, kurus gadu gaitā ir izstrādājuši un pilnveidojuši daudzi zinātnieki. Viena no populārākajām teorijām ir Bronsteda-Louri teorija, ko 1923. gadā ierosināja Johanness Nikolauss Bronsteds un Tomass Martins Lourijs. Šī teorija piedāvā plašāku skatījumu uz to, kā skābes un bāzes mijiedarbojas ķīmiskajās reakcijās. Šajā rakstā mēs apspriedīsim vairākus piemērus problēmām, kas saistītas ar Bronsteda-Louri skābju un bāzu koncepciju un to risināšanas veidiem.
Bronsteda-Louri skābju un bāzu pamatjēdzieni
Saskaņā ar Bronsteda-Louri teoriju skābe ir viela, kas var ziedot protonu (H+), savukārt bāze ir viela, kas var pieņemt protonu. Ķīmiskajās reakcijās skābes un bāzes mijiedarbojas protonu pārneses procesā, kur viens savienojums darbojas kā skābe, atbrīvojot protonu, bet otrs savienojums darbojas kā bāze, pieņemot protonu.
Skābes-bāzes reakciju piemēri
Vienkāršas skābes un bāzes reakcijas piemērs saskaņā ar Bronsteda-Louri teoriju ir reakcija starp vara(II) sulfātu (H2SO4) un nātrija hidroksīdu (NaOH):
\[ \text{H}_2\text{SO}_4 + \text{NaOH} \rightbult\text{NaHSO}_4 + \text{H}_2\text{O} \]
Šajā reakcijā sērskābe (H2SO4) darbojas kā Bronsteda-Louri skābe, jo tā ziedo protonu (H+) bāzei NaOH, kas pieņem protonu.
Parauga jautājumi un diskusijas
1. jautājums: Skābju un bāzu identificēšana
Jautājums:
Identificējiet Bronsteda-Louri skābes un bāzes šādās reakcijās:
\[ \text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightbult \text{NH}_4^+ + \text{OH}^- \]
Diskusija:
Šajā reakcijā reaģenti ir amonjaks (NH3) un ūdens (H2O), savukārt produkti ir amonija joni (NH4+) un hidroksīda joni (OH-). Apskatīsim, kurš no tiem darbojas kā skābe un kurš kā bāze.
– NH3 darbojas kā bāze, jo tas pieņem protonus (H+) no H2O, veidojot NH4+.
– H2O darbojas kā skābe, jo tas ziedo protonu (H+) NH3, veidojot OH-.
Tātad, šajā reakcijā:
– NH3 ir Bronsteda-Louri bāze.
– H₂O ir Bronsteda-Louri skābe.
2. jautājums: Konjugācijas reakciju rakstīšana
Jautājums:
Uzrakstiet konjugēto skābju-bāzu pāru savienojumus šādām reakcijām:
\[ \tekst{HCl} + \tekst{H}_2 \tekst{O} \labā bultiņa \tekst{H}_3 \tekst{O}^+ + \tekst{Cl}^- \]
Diskusija:
Šajā reakcijā HCl darbojas kā Bronsteda-Louri skābe, atdodot protonu (H+) H2O. Ūdens (H2O) pieņem protonu un darbojas kā Bronsteda-Louri bāze. Pēc protona zaudēšanas HCl pārvēršas par Cl-, un H2O pēc protona iegūšanas pārvēršas par H3O+.
– Skābe (HCl) un tās konjugētā bāze (Cl-)
– Bāze (H2O) un tās konjugētā skābe (H3O+)
Tādējādi konjugētā skābju-bāzes pāris šajā reakcijā ir:
– HCl / Cl-
– H₂O / H₃O+
3. jautājums: Vājas skābes šķīduma pH aprēķināšana
Jautājums:
Aprēķiniet 0.1 M etiķskābes (CH3COOH) šķīduma pH, ja ir zināms, ka skābes disociācijas konstante (Ka) ir \(1.8 \x 10^{-5}\).
Diskusija:
Etiķskābe ir vāja skābe, un ūdenī tā jonizējas tikai daļēji saskaņā ar šādu vienādojumu:
\[ \text{CH}_3 \text{COOH} \rightleftharpoons \text{CH}_3 \text{COO}^- + \text{H}^+ \]
PH aprēķināšanas soļi ir šādi:
1. Izveidojiet līdzsvara izteiksmi, izmantojot sākotnējo koncentrāciju un koncentrācijas izmaiņas:
[Ka = [CH_3_COO]^-][H^+]}{[CH_3_COOH]]]
2. Aizvietojiet zināmās vērtības un atrisiniet \([H^+]\):
\[1.8 x 10^{-5} = \frac{x^2}{0.1 – x} \]
Tā kā x ir ļoti mazs, salīdzinot ar 0.1, mēs varam aptuveni aprēķināt (0.1 – x aptuveni 0.1):
\[1.8 x 10^{-5} = \frac{x^2}{0.1} \]
\[x^2 = 1.8 \reiz 10^{-6} \]
\[x = \sqrt{1.8 \reiz 10^{-6}} \]
\[ x \aptuveni 1.34 \reiz 10^{-3} \]
3. Aprēķiniet pH līmeni:
\[ \pH} = -log[\H}^+] \]
\[ \text{pH} = -\log(1.34 \reiz 10^{-3}) \]
\[ \text{pH} \aptuveni 2.87 \]
Tātad 0.1 M etiķskābes šķīduma pH ir aptuveni 2.87.
4. jautājums: Amfiprotisko šķīdumu identificēšana
Jautājums:
Nosakiet amfiprotisko šķīdumu šajā reakcijā un paskaidrojiet iemeslu:
\[ \text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \text{leftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{OH}^- \]
Diskusija:
Amfiprotisks šķīdums ir šķīdums, kas atkarībā no reakcijas apstākļiem var darboties kā skābe vai bāze. Iepriekš minētajā reakcijas piemērā:
– \(\text{HCO}_3^-\) darbojas kā bāze, kad tā pieņem protonu no \(\text{H}_2\text{O}\), veidojot \(\text{H}_2\text{CO}_3\).
– \(\text{HCO}_3^-\) var darboties arī kā skābe citos apstākļos, atbrīvojot protonu un veidojot \(\text{CO}_3^{2-}\).
Tas parāda, ka \(\text{HCO}_3^-\) jons ir amfiprotisks. Tas var darboties gan kā skābe (protonu donors), gan kā bāze (protonu akceptors) atkarībā no citas vielas, ar kuru tas reaģē.
Ar šiem problēmu piemēriem mēs varam labāk izprast, kā Bronsteda-Louri skābju-bāzu teorija tiek izmantota ķīmisko mijiedarbību analīzei un prognozēšanai. Šīs teorijas pamatīga izpratne ir pamats daudziem pielietojumiem ķīmijā, bioķīmijā un citās zinātnēs.
