Brønsted laboratóriumában

Egy sav és egy bázis reakciója tehát protoncsere-reakció; ha a savat AH-val, a bázist pedig B-vel jelöljük, akkor egy általánosított sav-bázis reakciót így írhatunk fel:

AH + B → A- + BH+(3-2)

Megjegyezzük, hogy ennek a reakciónak a fordítottja,

BH+ + A- → B + AH(3-3)

szintén sav-bázis reakció. Mivel a protonátadási reakciók reverzibilisek, ebből következik, hogy egy proton átadása egy savból egy bázisba szükségszerűen egy új fajpárt hoz létre, amely legalábbis elvileg képes egy saját sav-bázis párt alkotni, amit konjugált sav-bázis párnak nevezünk:

A konjugált kifejezés azt jelenti, hogy “kapcsolódik”, ami azt jelenti, hogy bármely konjugált pár tagjait egy proton jelenléte vagy hiánya “köti össze”.

Az, hogy mely fajokat tekintjük “konjugáltnak”, attól függ, hogy milyen irányban írjuk le a reakciót, ahogy az alábbiakban a (3-1) protonátvitelre mutatjuk:

Hasonlóképpen, az általánosított protonátvitelre (3-2) és (3-3) esetében

Az alábbi táblázat néhány tipikus sav-bázis rendszer konjugált párját mutatja.

Láthatjuk az általánosított sav-bázis reakciót

mint két bázis versenyét egy protonért:

Ha a H2O bázis elsöprő fölénnyel megnyeri ezt a kötélhúzást, akkor a HA savról azt mondjuk, hogy erős sav. Ez történik a sósavval és a többi gyakori erős “ásványi savval” H2SO4, HNO3 és HClO4:

Ezeknek a savaknak a vízben lévő oldatai valójában a jobb oldalon vastag betűvel szedett ionfajok oldatai. Ebből következik, hogy amit például “sósav” 1 M-os oldatának nevezünk vízben, az valójában egyáltalán nem tartalmaz jelentős HCl-koncentrációt; az egyetlen valódi sav, ami egy ilyen oldatban jelen van, az a H3O+!

Ezekből a megfontolásokból két fontos szabály következik, amelyet nemcsak ismerni, hanem érteni is kell:

A második állítást nevezzük kiegyenlítő hatásnak. Ez azt jelenti, hogy bár az erős savak eredendő proton-donor erősségei különböznek, vízben mindegyikük teljesen disszociálódik. A kémikusok azt mondják, hogy erősségüket az oldószer víz “kiegyenlíti”.

Hasonló hatást tapasztalnánk, ha több felnőtt erősségét úgy próbálnánk megítélni, hogy egy kisgyerekkel kötélhúzóversenyt folytatunk. Azt várnánk, hogy a felnőttek minden egyes próbában elsöprő fölénnyel győznek; az ő erejüket “kiegyenlítette” a gyermek ereje.

A legtöbb sav azonban erősebben képes megtartani a protonjait, így a savnak csak egy kis része disszociálódik. Így a ciánsav, a HCN gyenge savnak számít a vízben, mert a proton a CN- cianidion magányos pár elektronjait hatékonyabban képes megosztani, mint a H2O elektronjaival, így a reakció

HCN + H2O → H3O+ + CN-

csak nagyon kis mértékben megy végbe.

.

Ez csak egy re-kijelentése annak, amit a fentiekben az erős és gyenge savak közötti különbségtételről implicit módon mondtunk. Az a tény, hogy a HCl erős sav, azt jelenti, hogy a konjugált bázisa, a Cl- túl gyenge bázis ahhoz, hogy a H2O-val vagy a H3O+-val versenyezve megtartsa a protont. Hasonlóképpen, a CN- ion erősen kötődik egy protonhoz, ami a HCN-t gyenge savvá teszi.

A tény, hogy a HCN gyenge sav, azt jelenti, hogy a CN- cianidion könnyen reagál a protonokkal, és így viszonylag jó bázis. Ennek bizonyítékaként egy olyan só, mint a KCN, vízben oldva enyhén lúgos oldatot ad:

CN- + H2O → HCN + OH-

Ezt a reakciót néha még mindig a régi nevén hidrolízisnek (“vízhasadás”) nevezik, ami szó szerint helyes, de hajlamos elfedni az azonosságát, hogy csak egy újabb sav-bázis reakció. Az ilyen típusú reakciók csak kis mértékben játszódnak le; a KCN 0,1 M-os oldata minden gyakorlati szempontból még mindig 0,1 M cianidionban.

Az egyetlen igazán erős bázis, amellyel a mindennapi kémiában valószínűleg találkozunk, az alkálifém-hidroxidok, például a NaOH és a KOH, amelyek lényegében a hidroxidion (és természetesen a kation) oldatai.)

A legtöbb más hidroxidiont tartalmazó vegyület, mint például a Fe(OH)3 és a Ca(OH)2, nem oldódik eléggé vízben ahhoz, hogy erősen lúgos oldatokat adjon, ezért általában nem tekintik őket erős bázisoknak.

Valójában számos olyan bázis létezik, amely erősebb, mint a hidroxidion – a legismertebbek az oxidion O2- és az amidion NH2-, de ezek olyan erősek, hogy akár egy protontól is megfoszthatják a vizet:

O2- + H2O → 2 OH-

NH2- + H2O → NH3 + OH-

Ez ugyanolyan kiegyenlítő hatást eredményez, mint amit a savaknál leírtunk, aminek következtében

A leggyakoribb példa erre az ammónium-klorid, NH4Cl, amelynek vizes oldata kifejezetten savas:

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Mivel ez (és hasonló) reakciók csak kis mértékben játszódnak le, az ammónium-klorid oldata csak enyhén savas lesz.

A fenti néhány példa alapján, látjuk, hogy a víz viselkedhet savként

CN- + H2O → HCN + OH-

és bázisként

NH4+ + H2O → NH3 + H3O+

Ha ez így van, akkor nincs oka annak, hogy a “víz-sav” ne adhasson egy protont a “víz-bázisnak”:

Ezt a reakciót a víz autoprotolízisének nevezik.

A kémikusok még ma is gyakran a víz “disszociációjaként” emlegetik ezt a reakciót, és egyfajta rövidítésként a H2O → H+ + OH- Arrhenius-féle egyenletet használják.

Amint azt az előző leckében tárgyaltuk, ez a folyamat csak kis mértékben játszódik le. Ez azonban azt jelenti, hogy minden vizes oldatban jelen vannak mind a hidrónium-, mind a hidroxidionok.

A vizet, amely savként és bázisként is képes viselkedni, amfiprotikusnak mondjuk: “mindkét irányba tud lengeni”. Az olyan anyagot, mint a víz, amely amfiprotikus, amfolitnak nevezzük.

Az itt jelzettek szerint a hidroxidion is lehet amfolit, de nem olyan vizes oldatban, amelyben az oxidion nem létezhet.

A víz amfiprotikus jellege természetesen lehetővé teszi, hogy a közönséges vizes sav-bázis kémiában különleges szerepet töltsön be. De sok más amfiprotikus anyag is létezhet vizes oldatokban. Minden ilyen anyagnak mindig van egy konjugált sava és egy konjugált bázisa, így ha egy anyagnak ezt a két konjugáltját felismerjük, akkor tudjuk, hogy amfiprotikus.

Például a hármashalmaz {karbonát sav, bikarbonátion, karbonátion} egy amfiprotrikus sorozatot alkot, amelyben a bikarbonátion az amfolit, amely egy proton hozzáadásával vagy eltávolításával különbözik bármelyik szomszédjától:

Ha a bikarbonátion egyszerre sav és bázis, akkor képesnek kell lennie egy proton cseréjére önmagával egy autoprotolízisreakcióban:

HCO3- + HCO3- → H2CO3 + CO32-