Azido eta base teoriak: Arrhenius, Brønsted‑Lowry eta Kw

1) Arrheniusen teoria

Arrheniusen teoria: Disoziazio ionikoaren teoria aurkeztu zuen. Horren arabera, substantzia asko ur-disoziotan jartzen direnean, hautsi edo disoziatu egiten dira, ioi positibo eta negatibo bihurtuz.

Azidoa: Ur-disoziotan disoziatzean hidrogeno ioia (H₊) ematen edo eratzen duen substantzia da.

Basea: Ur-disoziotan disoziatzean hidroxido ioia (OH⁻) ematen edo eratzen duen substantzia da.

Neutralizazio-erreakzioa: Azido batek base batekin zeharo erreakzionatzen duenean, gatza eta ura eratzen dira. Beste era batera esanda, azidoaren H₊ ioia eta basearen OH⁻ ioia elkartzen direnean disoziatu gabeko H₂O sortzen da.

2) Brønsted eta Lowryren teoria

Brønsted‑Lowry teoria:

Azidoa: Beste substantzia bati H⁺ ioi bat (protoi bat) emateko edo galtzeko gai den espezie kimikoa da (molekularra nahiz ionikoa).

Basea: Beste substantzia batetik H⁺ ioi bat hartzeko edo jasotzeko gai den espezie kimikoa da (molekularra nahiz ionikoa).

Azido eta base kontzeptuak elkarren osagarriak dira: azidoa protoi-emaile moduan jarduten du; basea, berriz, protoi-hartzaile moduan. Azido batek protoi bat ematen badu eta baseak protoi hori jasotzen badu, elkarrekin erreakzionatuko dute.

Orokorrean:

Azidoa + Basea ⇌ Basearen azido konjugatua + Azidoaren base konjugatua

Adibide klasikoa (azido azetikoa eta ura):

CH₃COOH + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CH₃COO⁻

Azido eta bere base konjugatua edo base eta bere azido konjugatuak osatzen duten bikoteari bikote konjugatua deritzo.

3) Kw — Urare­-en biderkadura ioonikoa

Kw: Ura ionizatzean sortzen diren ioien produktua da: Kw = [H₃O⁺][OH⁻]. 25 °C‑an Kw ≈ 1,0·10⁻¹⁴. Neutrala denean [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,0·10⁻⁷ M.

4) Azidoen eta baseen indarra

Azido sendoak (adibidez):

• Azido klorhidrikoa (HCl)
• Azido bromidrikoa (HBr)
• Azido nitrikoa (HNO₃)
• Azido sulfurikoa (H₂SO₄)

Azido ahulak (adibidez):

• Azido azetikoa (CH₃COOH)

Base sendoak (adibidez):

• Hidroxido sodikoa (NaOH)
• Hidroxido bariikoa (Ba(OH)₂)
• Hidroxido kaltzikoa (Ca(OH)₂)

Base ahula (adibidez):

• Amoniakoa (NH₃)

5) Ionizazio konstanteak (Ka eta Kb)

Azido ahulak: Ionizazio konstantea, Ka, honela adierazten da (helmuga dagoen erreakzio orokorrerako HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻):

Ka = [H₃O⁺][A⁻] / [HA]

Base ahulak: Antzera, base baten ionizazio konstantea Kb da (B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻):

Kb = [BH⁺][OH⁻] / [B]

Harreman erabilgarria uraren konstantearekin:

Kw = Ka · Kb