Jeśli spojrzysz na to, co dzieje się podczas równowagi dysocjacji wody, powstają zarówno jon hydroniowy (kwas Arrheniusa), jak i jon wodorotlenkowy (zasada Arrheniusa). Ponieważ te dwa jony powstają w równych ilościach ($ \ ce {10 ^ {- 7} mol / L} $ każdy w czystej wodzie), woda nie będzie ani kwaśna, ani zasadowa.

$$ \ ce {H2O _ {(l)} + H2O _ {(l)} < = > H3O + _ {(aq)} + OH ^ {-} _ {(aq)}} $ $ (z wikipedii)

Wikipedia może wyjaśnić więcej na temat kwasów i ich definicji, jeśli jesteś zainteresowany: http://en.wikipedia.org/wiki/Acid.

Woda ma „neutralne pH”, ponieważ pH = 7 (mem użyteczny tylko w chemii wodnej) jest używany do oszacowania kwasowości / zasadowości substancji w odniesieniu do wody mianowicie.

W podejściu Brønsteda-Lowry'ego woda jest jednocześnie kwasem i zasadą: H ₂ O czasami dysocjuje do OH ^- ( sprzężona zasada H ₂ O) i H ⁺ , t. mi. widzimy deprotonację. Ten ostatni natychmiast reaguje z otaczającym H ₂ O, tworząc wodne odmiany kationów wodorowych ( sprzężony kwas H ₂ O, nazywany po prostu „hydronium” ), ja. mi. widzimy protonację. Ale jest równowaga, a mianowicie OH ^- i (H ₂ O) _n H ^{+ reagują z powrotem, tworząc kowalencyjną wodę. Powoduje to pewne stabilne (w stałych warunkach) stężenie kationu wodorowego, które służy do określenia pH.}

Kiedy rozpuszczamy w wodzie jakąś substancję, która (preferencyjnie) ją protonuje, nadmiar (H ₂ O) _n H ⁺ i pH stało się niższe niż czystego H ₂ O . W ten sposób kwas Brønsteda-Lowry'ego (wrt H ₂ O) staje się kwasem Arrheniusa. Kiedy rozpuszczamy w wodzie jakąś substancję, która (preferencyjnie) ją deprotonuje, (H ₂ O) _n H ⁺ jest zużyty, tworzy się nadmiar OH ^- , a pH jest wyższe niż czystego H ₂ O. W ten sposób zasada Brønsteda-Lowry'ego (wrt H ₂ O) staje się zasadą Arrheniusa (lub zasadą).

Ale powyższy akapit ma sens tylko w ramach wodnych. Gdy zmieszamy H ₂ O z NH ₃ , powstaje ogromna ilość jonów:

• OH ^- , sprzężona zasada H ₂ O;
• NH ₄ ⁺ , sprzężony kwas NH ₃ (innymi słowy, forma H ⁺ na bazie amoniaku ).

Na zdjęciu Arrheniusa widzimy zasadę: prawie nie ma (H ₂ O) _n H ^{+ sup> i dużo OH - , podczas gdy NH ₄ + nie jest „kationem wodorowym”. Ale na obrazie NH ₃ -centrycznym widzimy rzeczywiście mocny kwas! Jest dużo kwasu sprzężonego NH ₃ , podczas gdy zasada sprzężona NH ₃ (NH ₂ - sup >) jest nieobecny. Na „symetrycznym” obrazie Brønsteda-Lowry'ego widzimy, że H ₂ O działał jako kwas (był deprotonowany), a NH ₃ działał jako zasada (był protonowany).}

Dlatego roztwory kwaśne i zasadowe są względne. Woda jest kwaśna w odniesieniu do substancji, które są zasadami względem H ₂ O.

W twoim przykładzie wodór (+1) związany z wodorotlenkiem (-1) zrównoważy się do ładunku netto równego 0. Ponieważ nie ma ogólnego ładunku, pH będzie neutralne.

Jednak czysta, neutralna woda może zachowywać się jak zasada Lewisa (dawca samotnej pary) ze względu na samotne pary obecne w tlenie. Na przykład woda zachowuje się jak zasada Lewisa, a Al ³⁺ jak kwas Lewisa (akceptor elektronów), tworząc kompleks heksaaquaaluminum (III). To znaczy: Al ³⁺ z 6 cząsteczkami wody otaczającymi go sześciennie.

Wydaje się, że jest tu wiele nieporozumień - zarówno w pytaniu, jak i w niektórych odpowiedziach. Spróbujmy wyjaśnić kilka rzeczy.

Definicja kwasu to związek z ujemnie naładowaną grupą wodorotlenową

To zdecydowanie błędne stwierdzenie. Istnieje wiele różnych definicji kwasów i zasad. Trzy najczęściej używane z nich to:

1. Teoria Arrheniusa: jest to jedna z najstarszych teorii kwasów i zasad. Mówi się, że kwas jest związkiem, który dysocjuje w roztworze wodnym, dając jony wodoru w roztworze. Zasada to gatunek, który daje jony wodorotlenkowe.
2. Teoria Brønsteda-Lowry'ego: jest to w rzeczywistości uogólnienie teorii Arrheniusa poza roztworami wodnymi. Mówi się, że kwas jest donorem protonów (w roztworze wodnym lub nie), a zasada jest akceptorem protonów.
3. Teoria Lewisa: Jest to znacznie bardziej ogólna teoria kwasów i zasad, która ma silne powiązania do teorii orbitali molekularnych, chociaż faktycznie została opracowana wcześniej. Stwierdza, że ​​kwas jest akceptorem pary elektronów, a zasada jest donorem par elektronów.

Najważniejsze z tych teorii w naszej dyskusji są dwie pierwsze. Obaj twierdzą, że kwas musi mieć nietrwałe protony, które łatwo może utracić. W obu teoriach jon wodorotlenkowy byłby zwykle uważany za zasadę, a nie nie kwas.

Jednak woda ma pH 7, co oznacza, że ​​jest neutralna

Istnieją dwie koncepcje; neutralność i pH. Są one często mylone ze znaczeniem tego samego, ale w rzeczywistości są całkowicie niezależne. Wodny roztwór jest obojętny, gdy zawiera równą liczbę jonów wodoru i wodorotlenku. pH jest miarą stężenia jonów wodorowych w roztworze wodnym i jest definiowane jako: $$ \ mathrm {pH} = - \ log_ {10} (a _ {\ ce {H +}}) $$

gdzie $ a _ {\ ce {H +}} $ to aktywność jonów wodorowych. W przypadku roztworów rozcieńczonych jest to w przybliżeniu liczbowo równe stężeniu jonów wodorowych.

Jeśli weźmiemy pod uwagę tylko czystą wodę, w roztworze zawsze będzie niewielka ilość jonów wodorowych i wodorotlenkowych, z powodu autodysocjacji wody. $$ \ ce {H2O + H2O < = > H3O + + OH -} $$

Jak widać z równania, stężenie jonów wodoru (a właściwie $ \ ce {H3O +} $) będzie zawsze być takie samo jak stężenie jonów wodorotlenkowych, więc czysta woda zawsze będzie neutralna . Jednak gdy podgrzewasz wodę, równowaga dysocjacji przesuwa się w kierunku większej dysocjacji, więc stężenie jonów wodorowych rośnie, a pH spada.

Dlaczego woda nie jest kwaśna

Korzystając z definicji Brønsteda-Lowry'ego, możemy opisać każdą reakcję związaną z przeniesieniem protonu w odniesieniu do kwasu i zasady. Dlatego nazywanie czegoś kwasem lub zasadą ma ścisłe znaczenie tylko w kontekście określonej reakcji. $$ \ ce {H2O + HCl -> H3O + + Cl -} $$ $$ \ ce {H2O + NaNH2 -> NaOH + NH3} $$

W pierwszej reakcji woda przyjmuje proton z chlorowodór, więc działa jako zasada. W drugiej reakcji woda przekazuje proton jonom amidowym, więc zachowuje się jak kwas. Widzisz więc, że kwasowość jest względna.

Sposobem ilościowego określenia tej zależności jest zmierzenie $ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} $ gatunku. Jest to miara pozycji równowagi następującej reakcji. $$ \ ce {HA + Solvent < = > A- + SolventH +} $$ Jest definiowany podobnie do pH: $$ \ mathrm {p} K_ \ mathrm {a} = - \ log_ {10} K_ \ mathrm {a} $$ $$ K_ \ mathrm {a} = \ frac {a _ {\ ce {A -}} a _ {\ ce {SolventH +}}} {a _ {\ ce {HA}}} $$

Tabele wartości $ p \ mathrm {K_a} $ można znaleźć w miejscach takich jak tutaj.

Woda wykazuje kwaśny charakter, gdy używa się mocnych zasad. Pierwiastki z grupy I reagują z wodą (jak każdy inny kwas), uwalniając gazowy wodór, jednak trzeba pamiętać, że woda jest związkiem polarnym. Tlen ma wystarczającą elektroujemność, aby przyciągnąć związaną parę elektronów do siebie, ale wodór będący częściowym członkiem grupy 17 ma moc (mam na myśli właściwość zatrzymywania elektronów), aby oprzeć się wysiłkowi tlenu, który przyciągnął wszystkie elektrony do siebie. W związku z tym woda nie jest w stanie wykazać swojego kwaśnego charakteru, a ponadto ma niski potencjał jonizacji do uwalniania jonów wodorowych. Nawet jeśli się dysocjuje, równa liczba $ \ ce {OH -} $ i $ \ ce {H +} $ jest tworzona, aby anulować swój efekt i pozostać neutralnym.