The Brønsted TheoryThus far, only t

The Brønsted Theory

Thus far, only the Arrhenius theory of acids and bases has been considered. Acids are defined as hydrogen-containing compounds that react with bases. Bases are compounds containing OH− ions or that form OH− when they react with water. Bases react with acids to form salts and water.

The Brønsted theory expands these definitions of acids and bases to explain much more of solution chemistry. For example, the Brønsted theory explains why a solution of ammonium chloride tests acidic and a solution of sodium acetate tests basic. In the Brønsted theory, an acidis defined as a substance that donates a proton to another substance. In this sense, a proton is a hydrogen atom that has lost its electron. Abase is a substance that accepts a proton from another substance. The reaction of an acid and a base produces another acid and base. The following reaction is thus an acid-base reaction according to Brønsted:
HC2H3O2 + H2O i C2H3O2− + H3O+
The HC2H3O2 is an acid because it donates its proton to the H2O to form C2H3O2−and H3O+. The H2O is a base because it accepts that proton. But this is an equilibrium reaction, and C2H3O2− reacts with H3O+ to form HC2H3O2 and H2O. TheC2H3O2− is a base because it accepts the proton from H3O+; the H3O+ is an acid because it donates a proton.

The acid on the left of this equation is related to the base on the right; they are said to be conjugates of each other. The HC2H3O2 is the conjugate acid of the base C2H3O2−. Similarly, H2O is the conjugate base of H3O+. The stronger the acid, the weaker its conjugate base. However, weak acids do not have strong conjugate bases, as stated in some texts.

Water can serve as either an acid or a base. It is said to be amphiprotic because it reacts as an acid in the presence of bases, and it reacts as a base in the presence of acids.

Acid-Base Equilibrium

Equilibrium constants can be written for the ionization of weak acids and weak bases, just as for any other equilibria. For the equation
we would originally (Chapter 12) write
However, in dilute aqueous solution, the concentration of H2O is practically constant, and its concentration is conventionally built into the value of the equilibrium constant. The new constant, called Kaor Kifor acids (Kb or Ki for bases), does not have the water concentration term in the denominator:

Autoionization of Water

Since water is defined as both an acid and a base, it is not surprising to find that water can react with itself, even though only to a very limited extent, in a reaction alled autoionization:
H2O + H2O i H3O++ OH−
An equilibrium constant for this reaction, called Kw, does not have terms for the concentration of water; otherwise it is like the other equilibrium constants considered so far.
Kw = [H3O+][OH−]

The value for this constant in dilute aqueous solution at 25 C is 1.0 × 10−14. Thus, water ionizes very little when it is pure and even less in acidic or basic solution.

The equation for Kw means that there is always some H3O+ and always some OH− in any aqueous solution. Their concentrations are inversely proportional. A solution is acidic if the H3O+ concentration exceeds the OH− concentration; it is neutral if the two concentrations are equal; and it is basic if the OH− concentration exceeds the H3O+concentration.

pH

The pH scale was invented to reduce the necessity for using exponential numbers to report acidity. The pH is defined as
pH =−log[H3O+]
From the way pH is defined and the value of Kw, we can deduce that solutions with pH = 7 are neutral, those with pH less than 7 are acidic, and those with pH greater than 7 are basic

Kết quả (Việt) 1:

Lý thuyết BrønstedVậy, đến nay, chỉ các axit và bazơ Arrhenius lý thuyết đã được coi là. Axit là defined như hydro có chứa các hợp chất đó phản ứng với cơ sở. Căn cứ là các hợp chất có chứa các ion OH− hay mà hình thức OH− khi họ phản ứng với nước. Căn cứ phản ứng với axít để tạo ra các muối và nước. Lý thuyết Brønsted mở rộng các definitions của axit và bazơ để giải thích nhiều hơn nữa giải pháp hóa học. Ví dụ, lý thuyết Brønsted giải thích lý do tại sao một giải pháp của clorua amoni các xét nghiệm có tính axit và dung dịch natri axetat các xét nghiệm cơ bản. Trong lý thuyết Brønsted, một defined acidis như là một chất nhường một proton cho chất khác. Trong ý nghĩa này, một hạt proton là một nguyên tử hydro đã mất điện tử của nó. Abase là một chất nhận proton từ chất khác. Phản ứng của một axit và một cơ sở sản xuất một acid và cơ sở. Phản ứng như vậy là một phản ứng axit-bazơ theo thuyết Brønsted:HC2H3O2 + H2O tôi C2H3O2− + H3O +HC2H3O2 là một axit vì nó, tài trợ của proton với H2O thành C2H3O2−and H3O +. H2O là một cơ sở vì nó chấp nhận rằng proton. Nhưng đây là một trạng thái cân bằng phản ứng và C2H3O2− phản ứng với H3O + để tạo thành HC2H3O2 và H2O. TheC2H3O2− là một cơ sở vì nó chấp nhận proton từ H3O +; H3O + là một axit vì nó nhường một proton. Axit bên trái của phương trình này là liên quan đến các cơ sở bên phải; họ được gọi là conjugates của nhau. HC2H3O2 là axit liên hợp của C2H3O2− cơ sở. Tương tự, H2O là bazơ liên hợp của H3O +. Axit mạnh hơn, yếu hơn bazơ liên hợp của nó. Tuy nhiên, axit yếu không có căn cứ liên hợp mạnh mẽ, như đã nêu trong một số văn bản.Nước có thể phục vụ như một axit hoặc một cơ sở. Nó được gọi là amphiprotic bởi vì nó phản ứng như một axít sự hiện diện của các căn cứ, và nó phản ứng như một cơ sở sự hiện diện của axit. Cân bằng acid - BaseHằng số cân bằng có thể được viết cho sự ion hóa của axit yếu và bazơ yếu, chỉ đối với bất kỳ cân bằng khác. Cho phương trìnhchúng tôi sẽ được viết (chương 12)Tuy nhiên, giải pháp dung dịch loãng, nồng độ của H2O là thực tế liên tục, và nồng độ của nó thông thường được xây dựng vào giá trị của hằng số cân bằng. Không đổi mới, được gọi là Kaor Kifor acid (Kb hoặc Ki cho căn cứ), không có nước tập trung hạn trong các mẫu số:Autoionization nướcKể từ khi nước defined như là một axit và một cơ sở, nó không phải là đáng ngạc nhiên cho nhiều nước có thể phản ứng với chính nó, ngay cả mặc dù chỉ với một phạm vi rất hạn chế, trong một phản ứng alled autoionization:H2O + H2O tôi H3O ++ OH−Một hằng số cân bằng cho phản ứng này, gọi là Kw, không có điều khoản cho nồng độ của nước; Nếu không, nó cũng giống như các hằng số cân bằng khác được coi là cho đến nay.KW = [H3O +] [OH−]Giá trị này liên tục trong dung dịch nước loãng ở 25 C là 1,0 × 10−14. Vì vậy, nước hằng rất ít khi nào nó là tinh khiết và thậm chí ít hơn trong dung dịch axít hoặc rất cơ bản. Phương trình cho Kw rằng có nghĩa là luôn luôn một số H3O + và luôn luôn là một số OH− trong bất kỳ giải pháp dung dịch nước. Nồng độ của họ là tỷ lệ nghịch với. Một giải pháp có tính axit nếu H3O + nồng độ vượt quá nồng độ OH−; nó là trung tính nếu nồng độ hai đều được bình đẳng; và nó là cơ bản, nếu vượt quá nồng độ OH− H3O + nồng độ.độ pHQuy mô pH được phát minh để giảm bớt sự cần thiết cho việc sử dụng số mũ để báo cáo độ chua. Độ pH là defined nhưpH = −log [H3O +]Từ cách pH là defined và giá trị của Kw, chúng ta có thể suy ra rằng giải pháp với pH = 7 là trung lập, những người có độ pH nhỏ hơn 7 là axit, và những người có độ pH lớn hơn 7 cơ bản

Kết quả (Việt) 2:

Lý thuyết Bronsted

Như vậy đến nay, chỉ có lý thuyết Arrhenius của axit và bazơ đã được xem xét. Acids là định nghĩa là hợp chất hydro chứa phản ứng với bazơ. Căn cứ là những hợp chất có chứa OH- ion hoặc hình thức OH- khi họ phản ứng với nước. Căn cứ phản ứng với axit tạo thành muối và nước.

Lý thuyết Bronsted mở rộng các nitions fi de của axit và bazơ để giải thích nhiều hơn nữa hóa giải pháp. Ví dụ, lý thuyết Bronsted giải thích lý do tại sao một giải pháp thử nghiệm amoni clorua axit và dung dịch natri axetat thử nghiệm cơ bản. Trong lý thuyết Bronsted, một acidis định nghĩa là một chất tặng một proton để một chất khác. Trong ý nghĩa này, một proton là một nguyên tử hydro đã mất electron của nó. Làm mất thể diện là một chất mà chấp nhận một proton với một chất khác. Các phản ứng của một axit và một cơ sở sản xuất một acid và base. Phản ứng sau đây là do một phản ứng axit-bazơ theo Bronsted:
HC2H3O2 + H2O i C2H3O2- + H3O +
Các HC2H3O2 là một acid vì nó tặng proton của nó với H2O tạo thành C2H3O2 và H3O +. H2O là một cơ sở vì nó chấp nhận proton đó. Nhưng đây là một phản ứng cân bằng, và C2H3O2- phản ứng với H3O + để tạo HC2H3O2 và H2O. TheC2H3O2- là một cơ sở vì nó chấp nhận proton từ H3O +; các H3O + là một axit vì nó tặng một proton.

Các axit trên bên trái của phương trình này có liên quan đến cơ sở ở bên phải; họ được cho là hợp chất của nhau. Các HC2H3O2 là axit liên hợp của các C2H3O2- cơ sở. Tương tự như vậy, H2O là bazơ liên hợp của H3O +. Càng mạnh axit, yếu bazơ liên hợp của nó. Tuy nhiên, các axit yếu không có căn cứ liên hợp mạnh mẽ, như đã nêu trong một số văn bản.

Nước có thể phục vụ như là một trong hai một acid hoặc một cơ sở. Nó được cho là amphiprotic vì nó phản ứng như một axit trong sự hiện diện của các căn cứ, và nó phản ứng như một cơ sở trong sự hiện diện của axit.

Acid-Base cân bằng

cân bằng hằng số có thể được viết cho các ion hóa của axit yếu và bazơ yếu, chỉ như đối với bất kỳ điểm cân bằng khác. Đối với các phương trình
chúng ta sẽ ban (Chương 12) viết
Tuy nhiên, trong dung dịch nước pha loãng, nồng độ của H2O là thực tế không đổi, và nồng độ của nó được quy ước được xây dựng vào giá trị của hằng số cân bằng. Các hằng số mới, được gọi là axit Kaor Kifor (Kb hoặc Ki cho base), không có hạn nồng độ nước trong mẫu số:

Autoionization của nước

Vì nước là định nghĩa là cả một axit và một cơ sở, nó không phải là đáng ngạc nhiên khi fi thứ nước đó có thể phản ứng với chính nó, mặc dù chỉ ở một mức độ rất hạn chế, trong một phản ứng autoionization alled:
H2O + H2O H3O i ++ OH-
một trạng thái cân bằng liên tục cho phản ứng này, được gọi là Kw, không có điều khoản cho nồng độ nước; nếu không nó cũng giống như các hằng số cân bằng khác được coi là cho đến nay.
Kw = [H3O +] [OH-]

Giá trị của hằng số này trong dung dịch nước pha loãng ở 25 ° C là 1.0 × 10-14. Như vậy, nước ion hóa rất ít khi nó là tinh khiết và thậm chí ít hơn trong dung dịch axit hoặc cơ bản.

Các phương trình cho Kw có nghĩa là luôn luôn có một số H3O + và luôn có một số OH- trong bất kỳ dung dịch nước. Nồng độ của họ là tỷ lệ nghịch. Một giải pháp có tính axit nếu nồng độ H3O + vượt quá nồng độ OH-; nó là trung tính nếu hai nồng độ đều bình đẳng; và nó là cơ bản nếu nồng độ OH- vượt quá H3O + tập trung.

pH

Thang đo pH đã được phát minh ra để làm giảm sự cần thiết cho việc sử dụng số mũ để báo cáo tính axit. Độ pH được định nghĩa là
pH = -log [H3O +]
Từ cách pH de fi ned và giá trị của Kw, chúng ta có thể suy ra rằng các giải pháp với độ pH = 7 là trung tính, những người có độ pH nhỏ hơn 7 là có tính axit, và những người lớn hơn độ pH hơn 7 là cơ bản