Συζυγής (Θεωρία οξέος-βάσης)

Ένα συζυγές οξύ, εντός της Θεωρία οξέων-βάσεων κατά Μπρόνστεντ-Λόρι, είναι μια χημική ένωση που σχηματίζεται όταν ένα οξύ δίνει ένα πρωτόνιο (H⁺) σε μια βάση—με άλλα λόγια, είναι μια βάση στην οποία προστίθεται ένα ιόν υδρογόνου, καθώς χάνει ένα ιόν υδρογόνου στην αντίστροφη αντίδραση. Από την άλλη πλευρά, μια συζυγής βάση είναι αυτό που παραμένει αφού ένα οξύ έχει δώσει ένα πρωτόνιο κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης. Ως εκ τούτου, μια συζυγής βάση είναι μια ουσία που σχηματίζεται από την απομάκρυνση ενός πρωτονίου από ένα οξύ, καθώς μπορεί να αποκτήσει ένα ιόν υδρογόνου στην αντίστροφη αντίδραση.^[1] Επειδή κάποια οξέα μπορούν να δώσει πολλά πρωτόνια, η συζυγής βάση ενός οξέος μπορεί η ίδια να είναι όξινη. Συνοπτικά, αυτό μπορεί να αναπαρασταθεί ως η ακόλουθη χημική αντίδραση: $${\displaystyle {\text{οξύ}}+{\text{βάση}}\;{\ce {<=>}}\;{\text{συζυγής βάση}}+{\text{συζυγές οξύ}}}$$

Γιοχάνες Νίκολαους Μπρόνστεντ (αριστερά) και Martin Lowry (δεξιά).

Οι Γιοχάνες Νίκολαους Μπρόνστεντ και Martin Lowry εισήγαγαν τη θεωρία Brønsted–Lowry, η οποία έλεγε ότι κάθε ένωση που μπορεί να δώσει ένα πρωτόνιο σε μια άλλη ένωση είναι ένα οξύ και η ένωση που δέχεται το πρωτόνιο είναι μια βάση. Το πρωτόνιο είναι ένα υποατομικό σωματίδιο στον πυρήνα με θετικό ηλεκτρικό φορτίο μονάδας. Αντιπροσωπεύεται από το σύμβολο H⁺ επειδή έχει τον πυρήνα ενός ατόμου υδρογόνου,^[2] δηλαδή, ένα κατιόν υδρογόνου. Ένα κατιόν μπορεί να είναι ένα συζυγές οξύ και ένα ανιόν μπορεί να είναι μια συζυγής βάση, ανάλογα με το ποια ουσία εμπλέκεται και ποια θεωρία οξέος-βάσης χρησιμοποιείται. Το απλούστερο ανιόν που μπορεί να είναι συζυγής βάση είναι το ελεύθερο ηλεκτρόνιο σε διάλυμα του οποίου το συζυγές οξύ είναι το ατομικό υδρογόνο.

Αντιδράσεις οξέος-βάσης

Σε μια αντίδραση οξέος-βάσης, ένα οξύ και μια βάση αντιδρούν για να σχηματίσουν μια συζυγή βάση και ένα συζυγές οξύ αντίστοιχα. Το οξύ χάνει ένα πρωτόνιο και η βάση αποκτά ένα πρωτόνιο. Στα διαγράμματα που το δείχνουν αυτό, ο νέος δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ της βάσης και του πρωτονίου φαίνεται με ένα βέλος που ξεκινά από ένα ηλεκτρονιακό ζεύγος από τη βάση και τελειώνει στο ιόν υδρογόνου (πρωτόνιο) που θα μεταφερθεί:

Στην περίπτωση αυτή, το μόριο του νερού είναι το συζυγές οξύ του βασικού ιόντος υδροξειδίου αφού το τελευταίο έλαβε το ιόν υδρογόνου από το αμμώνιο. Από την άλλη πλευρά, η αμμωνία είναι η συζυγής βάση για το όξινο αμμώνιο αφού το αμμώνιο έχει δώσει ένα ιόν υδρογόνου για την παραγωγή του μορίου του νερού. Επίσης, το OH⁻ μπορεί να θεωρηθεί ως η συζυγής βάση του H₂O, αφού το μόριο του νερού προσφέρει ένα πρωτόνιο για να δώσει το NH+
4 στην αντίστροφη αντίδραση. Οι όροι "οξύ", "βάση", "συζυγές οξύ" και "συζυγής βάση" δεν είναι σταθεροί για μια συγκεκριμένη χημική ουσία, αλλά μπορούν να αντικατασταθούν εάν η αντίδραση που λαμβάνει χώρα αντιστραφεί.

Ισχύς συζυγών

Η ισχύς ενός συζυγούς οξέος είναι ανάλογη με τη σταθερά διάσπασης του. Ένα ισχυρότερο συζυγές οξύ θα διασπαστεί πιο εύκολα στα προϊόντα του, θα σπρώξει τα πρωτόνια του υδρογόνου μακριά και θα έχει υψηλότερη σταθερά ισορροπίας. Η ισχύς μιας συζυγούς βάσης μπορεί να θεωρηθεί ως η τάση της να τραβάει πρωτόνια υδρογόνου προς τον εαυτό της. Εάν μια συζυγής βάση ταξινομηθεί ως ισχυρή, θα κρατήσει το πρωτόνιο υδρογόνου όταν διαλυθεί και το οξύ της δεν θα διασπαστεί. Εάν μια χημική ουσία είναι ισχυρό οξύ, η συζυγής βάση της θα είναι ασθενής.^[3] Ένα παράδειγμα αυτής της περίπτωσης θα ήταν η διάσπαση του υδροχλωρικού οξέος HCl σε νερό. Εφόσον το HCl είναι ισχυρό οξύ (διασπάται σε μεγάλο βαθμό), η συζυγής βάση του (Cl⁻) θα είναι ασθενής. Επομένως, σε αυτό το σύστημα, τα περισσότερα H⁺ θα είναι ιόντα υδρονίου H₃O⁺ αντί να είναι συνδεδεμένα με Cl⁻ Τα ανιόντα και οι συζυγείς βάσεις θα είναι πιο ασθενείς από τα μόρια του νερού. Από την άλλη μεριά, εάν μια χημική ουσία είναι ασθενές οξύ, η συζυγής βάση της δεν θα είναι απαραίτητα ισχυρή. Σκεφτείτε ότι το αιθανοϊκό οξύ, η συζυγής βάση του αιθανοϊκού οξέος, έχει μια σταθερά διάσπασης βάσης (Kb) περίπου 5.6×10⁻¹⁰, καθιστώντας την ασθενή βάση. Προκειμένου ένα είδος να έχει ισχυρή συζυγή βάση πρέπει να είναι ένα πολύ ασθενές οξύ, όπως το νερό.

Προσδιορισμός ζευγών συζυγών οξέων-βάσεων

Για να αναγνωρίσετε το συζυγές οξύ, αναζητήστε το ζεύγος των ενώσεων που σχετίζονται. Η αντίδραση οξέος-βάσης μπορεί να παρατηρηθεί με την έννοια πριν και μετά. Το πριν είναι η πλευρά του αντιδρώντος της εξίσωσης, το μετά είναι η πλευρά του προϊόντος της εξίσωσης. Το συζυγές οξύ στην επόμενη πλευρά μιας εξίσωσης αποκτά ένα ιόν υδρογόνου, επομένως στην προηγούμενη πλευρά της εξίσωσης η ένωση που έχει ένα λιγότερο ιόν υδρογόνου από το συζυγές οξύ είναι η βάση. Η συζυγής βάση στην επόμενη πλευρά της εξίσωσης έχασε ένα ιόν υδρογόνου, επομένως στην προηγούμενη πλευρά της εξίσωσης, η ένωση που έχει ένα ακόμη ιόν υδρογόνου της συζυγούς βάσης είναι το οξύ. Εξετάστε την ακόλουθη αντίδραση οξέος-βάσης:

HNO₃ + H₂O → H₃O⁺ + NO−
3

Το νιτρικό οξύ (HNO₃) είναι ένα "οξύ" επειδή δίνει ένα πρωτόνιο στο μόριο του νερού και η "συζυγής βάση" του είναι το νιτρικό ιόν (NO−
3). Το μόριο του νερού δρα ως βάση επειδή δέχεται το κατιόν υδρογόνου (πρωτόνιο) και το συζυγές οξύ του είναι το ιόν υδρονίου (H₃O⁺).

Εξίσωση	Οξύ	Βάση	Συζυγής βάση	Συζυγές οξύ
HClO2 + H2O → ClO− 2 + H3O^+	HClO2	νερό H2O	χλωριώδες ιόν ClO− 2	H3O^+
ClO^− + H2O → HClO + OH^−	H2O	υποχλωριώδες ιόν ClO^−	OH^−	υποχλωριώδες οξύHClO
HCl + H2PO− 4 → Cl^− + H3PO4	HCl	δισόξινο φωσφορικό ιόνH2PO− 4	χλωριούχο Cl^−	H3PO4

Εφαρμογές

Μία χρήση συζυγών οξέων και βάσεων έγκειται σε ρυθμιστικά συστήματα, τα οποία περιλαμβάνουν ένα ρυθμιστικό διάλυμα. Σε ένα ρυθμιστικό διάλυμα, ένα ασθενές οξύ και η συζυγής βάση του (με τη μορφή άλατος) ή μια ασθενής βάση και το συζυγές οξύ της, χρησιμοποιούνται για να περιοριστεί η αλλαγή του pH κατά τη διάρκεια μιας διαδικασίας τιτλοδότησης. Τα ρυθμιστικά διαλύματα έχουν τόσο οργανικές όσο και μη οργανικές χημικές εφαρμογές. Για παράδειγμα, εκτός από τα ρυθμιστικά διαλύματα που χρησιμοποιούνται σε εργαστηριακές διεργασίες, το ανθρώπινο αίμα λειτουργεί ως ρυθμιστικό διάλυμα για τη διατήρηση του pH. Το πιο σημαντικό ρυθμιστικό διάλυμα στην κυκλοφορία του αίματός μας είναι το ρυθμιστικό διάλυμα ανθρακικού οξέος-διττανθρακικού (carbonic acid-bicarbonate buffer), το οποίο αποτρέπει τις δραστικές αλλαγές του pH όταν εισάγεται το CO₂. Αυτό λειτουργεί ως εξής: $${\displaystyle {\ce {CO2 + H2O <=> H2CO3 <=> HCO3^- + H+}}}$$ Επιπλέον, εδώ είναι ένας πίνακας με κοινά ρυθμιστικά διαλύματα.

Ρυθμιστικός παράγοντας	pKa	Χρήσιμη περιοχή pH
Κιτρικό οξύ	3,13, 4,76, 6,40	2,1 – 7,4
Οξικό οξύ	4,8	3,8 – 5,8
Δισόξινο φωσφορικό κάλιο (KH2PO4)	7,2	6,2 – 8,2
Ν-κύλοεξυλ-2-αμινοαιθανοθειικό (CHES)	9,3	8,3–10,3
Βορικά	9,24	8,25 – 10,25

Μια δεύτερη κοινή εφαρμογή με μια οργανική ένωση θα ήταν η παραγωγή ενός ρυθμιστικού διαλύματος με οξικό οξύ. Εάν το οξικό οξύ, ένα ασθενές οξύ με τον τύπο CH₃COOH μετατραπεί σε ρυθμιστικό διάλυμα, θα έπρεπε να συνδυαστεί με τη συζυγή του βάση CH₃COO⁻ σε μορφή αλατιού. Το προκύπτον μίγμα ονομάζεται ρυθμιστικό διάλυμα οξικών, αποτελούμενο από υδατικό CH₃COOH και υδατικό CH₃COONa. Το οξικό οξύ, μαζί με πολλά άλλα ασθενή οξέα, χρησιμεύουν ως χρήσιμα συστατικά ρυθμιστικών διαλυμάτων σε διαφορετικές εργαστηριακές ρυθμίσεις, το καθένα χρήσιμο εντός του εύρους pH του. Το γαλακτικό διάλυμα Ringer (Ringer's lactate solution) είναι ένα παράδειγμα όπου η συζυγής βάση ενός οργανικού οξέος, γαλακτικό οξύ, CH₃CH(OH)CO−
2 συνδυάζεται με νάτριο, κατιόντα ασβεστίου και καλίου και ανιόντα χλωρίου σε απεσταγμένο νερό ^[4] τα οποία μαζί σχηματίζουν ένα υγρό το οποίο είναι ισοτονικό (isotonic) σε σχέση με το ανθρώπινο αίμα και χρησιμοποιείται για αναζωογόνηση υγρού μετά από αιμορραγία λόγω τραυματισμού, χειρουργείου ή εγκαύματος.^[5]

Πίνακας οξέων και συζυγών βάσεων τους

Παρακάτω είναι αρκετά παραδείγματα οξέων και οι αντίστοιχες συζυγείς βάσεις τους. Σημειώστε πώς διαφέρουν κατά ένα μόνο πρωτόνιο (ιόν H⁺). Η ισχύς του οξέος μειώνεται και η ισχύς της συζυγούς βάσης αυξάνεται προς τα κάτω στον πίνακα.

Οξύ	Συζυγής βάση
H2F^+ Ιόν πρωτονιωμένου υδροφθορίου	HF υδροφθόριο
HCl υδροχλωρικό οξύ	Cl^− ιόν χλωρίου
H2SO4 Θειικό οξύ	HSO− 4 Όξινο θειικό ιόν
HNO3 Νιτρικό οξύ	NO− 3 Νιτρικό ιόν
H3O^+ Υδροξώνιο	H2O νερό
HSO− 4 Όξινο θειικό ιόν	SO2− 4 Θειικό ιόν
H3PO4 Φωσφορικό οξύ	H2PO− 4 Δισόξινο φωσφορικό ιόν
CH3COOH Οξικό οξύ	CH3COO^− Οξικό ιόν
HF Υδροφθορικό οξύ	F^− Ιόν φθορίου
H2CO3 Ανθρακικό οξύ	HCO− 3 Όξινο ανθρακικό ιόν
H2S Υδρόθειο	HS^− Οξυθειούχο ιόν
H2PO− 4 Δισόξινο φωσφορικό ιόν	HPO2− 4 Όξινο φωσφορικό ιόν
NH+ 4 Αμμώνιο	NH3 Αμμωνία
H2O Νερό (pH=7)	OH^− Υδροξείδιο
HCO− 3 Όξινο ανθρακικό ιόν (δικαρβονικό ιόν)	CO2− 3 Ανθρακικό ιόν

Πίνακας βάσεων και συζυγών οξέων τους

Αντίθετα, εδώ είναι ένας πίνακας βάσεων και των συζυγών οξέων τους. Ομοίως, η ισχύς της βάσης μειώνεται και η ισχύς του συζυγούς οξέος αυξάνεται προς τα κάτω στον πίνακα.

Βάση	Συζυγές οξύ
C2H5NH2 Αιθαναμίνη	C2H5NH+ 3 Ιόν αιθυλαμμωνίου
CH3NH2 Μεθαναμίνη	CH3NH+ 3 Ιόν μεθυλαμμωνίου
NH3 Αμμωνία	NH+ 4 Αμμώνιο
C5H5N Πυριδίνη	C5H6N^+ Πυριδίνιο
C6H5NH2 Ανιλίνη	C6H5NH+ 3 Φαινυλαμμώνιο
C6H5CO− 2 Βενζοϊκό ιόν	C6H6CO2 Βενζοϊκό οξύ
F^− Ιόν φθορίου	HF Υδροφθόριο
PO3− 4 Φωσφορικό ιόν	HPO2− 4 Όξινο φωσφορικό ιόν
OH^− Υδροξείδιο	H2O Νερό (ουδέτερο, pH 7)
HCO− 3 Όξινο ανθρακικό ιόν	H2CO3 Ανθρακικό οξύ
CO2− 3 Ανθρακικό ιόν	HCO− 3 Όξινο ανθρακικό ιόν
Br^− Ιόν βρωμίου	HBr Υδροβρώμιο
HPO2− 4 Όξινο φωσφορικό ιόν	H2PO− 4 Δισόξινο φωσφορικό οξύ
Cl^− Ιόν χλωρίου	HCl Υδροχλώριο
H2O νερό	H3O^+ Υδροξώνιο
${\displaystyle {\ce {NO2-}}}$Νιτρώδες ιόν	${\displaystyle {\ce {HNO2}}}$ Νιτρώδες οξύ

Παραπομπές

1. Zumdahl, Stephen S., & Zumdahl, Susan A. Chemistry. Houghton Mifflin, 2007, (ISBN 0618713700)
2. «Brønsted–Lowry theory | chemistry». Encyclopedia Britannica (στα Αγγλικά). Ανακτήθηκε στις 25 Φεβρουαρίου 2020. 
3. «Strength of Conjugate Acids and Bases Chemistry Tutorial». www.ausetute.com.au. Ανακτήθηκε στις 25 Φεβρουαρίου 2020. 
4. British national formulary: BNF 69 (69 έκδοση). British Medical Association. 2015. σελ. 683. ISBN 9780857111562. 
5. Pestana, Carlos (7 Απριλίου 2020). Pestana's Surgery Notes (Fifth έκδοση). Kaplan Medical Test Prep. σελίδες 4–5. ISBN 978-1506254340. 

Εξωτερικοί σύνδεσμοι

• MCAT General Chemistry Review - 10.4 Titration and Buffers
• The Pharmaceutics and Compounding Laboratory - Buffers and Buffer Capacity. Αρχειοθετήθηκε 28 April 2021 στο Wayback Machine.