Chapter 15: Acids and Bases

Back to chapter

15.3:

Water: een Bronsted-Lowry Zuur en Base

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

Water: A Bronsted-Lowry Acid and Base

Previous Video
15.2: Acid/Base Strengths and Dissociation Constants

Next Video
15.4: pH Scale

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

Een amfoteer molecuul kan zowel als zuur als als base werken. Water is een voorbeeld van een amfoteer molecuul. In een waterige oplossing van ammoniak kan water als zuur werken door een proton af te staan aan ammoniak, een base.Water daarentegen werkt als een base in een waterige oplossing van zoutzuur door een proton uit het zuur te accepteren. Omdat het amfoteer is, kan water autoprotolyse ondergaan. In dit proces fungeert één molecuul water als het zuur door een proton af te staan aan een ander watermolecuul dat als basis fungeert door dat proton te accepteren.Dit resulteert in de productie van een hydronium-ion en een hydroxide-ion. De evenwichtsconstante voor de autoprotolyse van water, Kᴡ, ook wel bekend als de autoprotolyseconstante voor water, kan worden uitgedrukt als Kᴡ en heeft een waarde van 1 10⁻¹⁴. De evenwichtsuitdrukking wordt geschreven als de concentratie van de hydronium-ionen maal de concentratie van de hydroxide-ionen, zonder noemer aangezien beide reactanten vloeistoffen zijn.In zuiver water van 25 graden Celsius zijn de concentraties aan hydronium-en hydroxide-ionen gelijk dat wil zeggen 1 10⁻⁷ M.Kᴡ kan worden gebruikt om de concentratie van hydronium-en hydroxide-ionen in een oplossing te berekenen en om te bepalen of een oplossing is zuur of basisch. Als een oplossing zuur is, zal de concentratie van hydronium-ionen hoger zijn dan die van hydroxide-ionen. Als een oplossing daarentegen basisch is, zal de concentratie aan hydroxide-ionen hoger zijn dan de hydronium-ionen.Als de concentratie van hydronium-ionen in oplossing 5 10⁻⁷ M is, kan de hydroxide-ionenconcentratie worden bepaald met Kᴡ.Aangezien de waarden van Kᴡ en hydronium-ionen bekend zijn, kan de concentratie van hydroxide-ionen worden berekend op 2 10⁻⁸ M.Omdat de concentratie aan hydronium-ionen, 5 10⁻⁷ M, hoger is dan de concentratie aan hydroxide-ionen, 2 10⁻⁸ M, is de oplossing zuur.

15.3:

Water: een Bronsted-Lowry Zuur en Base

The reaction between a Brønsted-Lowry acid and water is called acid ionization. For example, when hydrogen fluoride dissolves in water and ionizes, protons are transferred from hydrogen fluoride molecules to water molecules, yielding hydronium ions and fluoride ions:

Base ionization of a species occurs when it accepts protons from water molecules. In the example below, pyridine molecules, C₅NH₅, undergo base ionization when dissolved in water, yielding hydroxide and pyridinium ions:

The preceding ionization reactions suggest that water may function as both a base (as in its reaction with hydrogen fluoride) and an acid (as in its reaction with ammonia). Species capable of either donating or accepting protons are called amphiprotic, or more generally, amphoteric, a term that may be used for acids and bases per definitions other than the Brønsted-Lowry one. The equations below show the two possible acid-base reactions for two amphiprotic species, bicarbonate ion, and water:

The first equation represents the reaction of bicarbonate as an acid with water as a base, whereas the second represents the reaction of bicarbonate as a base with water as an acid. When bicarbonate is added to water, both these equilibria are established simultaneously and the composition of the resulting solution may be determined through appropriate equilibrium calculations. In the liquid state, molecules of an amphiprotic substance can react with one another as illustrated for water in the equations below:

The process in which like molecules react to yield ions is called autoionization. Liquid water undergoes autoionization to a very slight extent; at 25 °C, approximately two out of every billion water molecules are ionized. The extent of the water autoionization process is reflected in the value of its equilibrium constant, the ion-product constant for water, K_W:

The slight ionization of pure water is reflected in the small value of the equilibrium constant; at 25 °C, K_W has a value of 1.0 × 10⁻¹⁴.

The process is endothermic, and so the extent of ionization and the resulting concentrations of hydronium ion and hydroxide ion increase with temperature. For example, at 100 °C, the value for K_W is about 5.6 × 10⁻¹³, roughly 50 times larger than the value at 25 °C.

The autoionization of water yields the same number of hydronium and hydroxide ions. Therefore, in pure water at 25 °C:

The concentrations of these ions in a solution are often critical determinants of the solution’s properties and the chemical behaviors of its other solutes, and specific vocabulary has been developed to describe these concentrations in relative terms. A solution is neutral if it contains equal concentrations of hydronium and hydroxide ions; acidic if it contains a greater concentration of hydronium ions than hydroxide ions; and basic if it contains a lesser concentration of hydronium ions than hydroxide ions.

Summary of Relations for Acidic, Basic, and Neutral Solutions

Classification	Relative Ion Concentrations	pH at 25 °C
acidic	[H₃O⁺] > [OH⁻]	pH < 7
neutral	[H₃O⁺] = [OH⁻]	pH = 7
basic	[H₃O⁺] < [OH⁻]	pH > 7

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 14.1: Brønsted-Lowry Acids and Bases, and Section 14.2: pH and pOH.

Tags

Water Amphoteric Molecule Acid Base Aqueous Solution Proton Autoionization Hydronium Ion Hydroxide Ion Equilibrium Constant Ion-product Constant Concentration Acidic Basic