Кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури - Brønsted–Lowry acid–base theory

Кислоты и основания
Схематическое изображение диссоциации уксусной кислоты в водном растворе на ионы ацетата и гидроксония.
Кислота типы
Основание типы

В Теория Бронстеда-Лоури является кислотно-основная реакция теория, которую независимо предложили Йоханнес Николаус Бронстед и Томас Мартин Лоури в 1923 г.[1][2] Фундаментальная концепция этой теории состоит в том, что когда кислота и основание реагируют друг с другом, кислота образует свой сопряженное основание, а основание образует сопряженную кислоту путем обмена протон (катион водорода, или H+). Эта теория является обобщением Теория Аррениуса.

Определения кислот и оснований

Йоханнес Николаус Бронстед и Томас Мартин Лоури, независимо сформулировал идею, что кислоты протон (H+) донорами, а основания - акцепторами протонов.

в Теория Аррениуса, кислоты определяются как вещества, которые диссоциируют в водном растворе с образованием H+ (ионы водорода), а основания - это вещества, которые диссоциируют в водном растворе с образованием ОН− (гидроксид-ионы).[3]

В 1923 г. физико-химики Иоганнес Николаус Бронстед в Дании и Томас Мартин Лоури в Англии независимо друг от друга предложили теорию, носящую их имена.[4][5][6] В теории Бренстеда – Лоури кислоты и основания определяются по способу их взаимодействия друг с другом, что позволяет сделать их более универсальными. Определение выражается в терминах равновесного выражения

кислота + основание ⇌ сопряженное основание + конъюгированная кислота.

С кислотой HA уравнение можно символически записать как:

Знак равновесия ⇌ используется потому, что реакция может происходить как в прямом, так и в обратном направлении. Кислота HA может потерять протон, чтобы стать сопряженным с ней основанием A−. Основание, B, может принять протон, чтобы стать его сопряженной кислотой, HB+. Большинство кислотно-основных реакций протекают быстро, поэтому компоненты реакции обычно находятся в динамическое равновесие друг с другом.[7]

Водные растворы

Уксусная кислота CH3COOH состоит из метильной группы CH3, химически связанной с карбоксилатной группой COOH. Карбоксилатная группа может потерять протон и отдать его молекуле воды H2O, оставив после себя ацетат-анион CH3COO- и создав катион гидроксония H3O +. Это равновесная реакция, поэтому может иметь место и обратный процесс.
Уксусная кислота, а слабая кислота, отдает протон (ион водорода, выделен зеленым) воде в равновесной реакции, давая ацетат ион и гидроксоний ион. Красный: кислород, черный: углерод, белый: водород.

Рассмотрим следующую кислотно-щелочную реакцию:

Уксусная кислота, CH3COOH является кислотой, потому что отдает протон воде (H2O) и становится его сопряженным основанием, ацетат ион (CH3COO−). ЧАС2O является основанием, поскольку принимает протон от CH3COOH и становится его сопряженной кислотой, гидроксоний ион, (H3О+).[8]

Обратной реакцией кислотно-основной реакции также является кислотно-основная реакция между сопряженной кислотой основания в первой реакции и сопряженной кислотой основания. В приведенном выше примере ацетат является основанием обратной реакции, а ион гидроксония является кислотой.

Сила теории Бренстеда – Лоури заключается в том, что, в отличие от теории Аррениуса, для диссоциации не требуется кислота.

Амфотерные вещества

Амфотерная природа воды

Суть теории Бренстеда-Лоури состоит в том, что кислота существует только как таковая по отношению к основанию, и наоборот. Вода амфотерный поскольку он может действовать как кислота или как основание. На изображении справа одна молекула H2O действует как база и получает H+ стать H3О+в то время как другой действует как кислота и теряет H+ стать ОН−.

Другой пример - такие вещества, как гидроксид алюминия, Al (OH)3.

, действуя как кислота
, выступая в качестве базы

Неводные растворы

Ион водорода, или ион гидроксония, в водных растворах представляет собой кислоту Бренстеда – Лоури, а ион гидроксида является основанием в силу реакции самодиссоциации.

Аналогичная реакция происходит в жидкий аммиак

Таким образом, ион аммония, NH+
4, играет в жидком аммиаке ту же роль, что и ион гидроксония в воде и ион амида, NH−
2, аналогичен иону гидроксида. Соли аммония действуют как кислоты, а амиды - как основания.[9]

Некоторые неводные растворители могут вести себя как основания, то есть акцепторы протонов, по отношению к кислотам Бренстеда – Лоури.

где S обозначает молекулу растворителя. Наиболее важными из таких растворителей являются диметилсульфоксид, ДМСО и ацетонитрил, CH3CN, поскольку эти растворители широко используются для измерения константы кислотной диссоциации органических молекул. Поскольку ДМСО является более сильным акцептором протонов, чем H2В этом растворителе кислота становится более сильной, чем в воде.[10] В самом деле, многие молекулы в неводном растворе ведут себя как кислоты, чего не происходит в водном растворе. Крайний случай возникает с угольные кислоты, где протон извлекается по связи C-H.

Некоторые неводные растворители могут вести себя как кислоты. Кислый растворитель повысит основность растворенных в нем веществ. Например, соединение CH3COOH известен как уксусная кислота из-за его кислотного поведения в воде. Однако он ведет себя как основа в жидкости. хлористый водород, гораздо более кислый растворитель.[11]

Сравнение с кислотно-основной теорией Льюиса.

Смотрите также: Кислоты и основания Льюиса

В том же году, когда Бронстед и Лоури опубликовали свою теорию, Г. Н. Льюис предложил альтернативную теорию кислотно-основных реакций. Теория Льюиса основана на электронная структура. А База Льюиса определяется как соединение, которое может отдавать электронная пара к Кислота Льюиса, соединение, которое может принимать электронную пару.[12][13] Предложение Льюиса дает объяснение классификации Бренстеда – Лоури с точки зрения электронной структуры.

В этом представлении как основание, B, так и сопряженное основание, A−, показаны несущие неподеленную пару электронов, и протон, являющийся кислотой Льюиса, переносится между ними.

Аддукт аммиака и трифторида бора

Льюис позже писал в своей книге «Ограничение группы кислот теми веществами, которые содержат водород, так же серьезно мешает систематическому пониманию химии, как и ограничение термина. окислитель к веществам, содержащим кислород."[13] В теории Льюиса кислота A и основание B:, образуют аддукт AB, в котором электронная пара используется для образования дательная ковалентная связь между A и B. Это иллюстрируется образованием аддукта H3N − BF3 из аммиак и трифторид бора, реакция, которая не может происходить в водном растворе, потому что трифторид бора бурно реагирует с водой в реакции гидролиза.

Эти реакции показывают, что BF3 является кислотой в классификациях Льюиса и Бренстеда – Лоури и подчеркивает согласованность между обеими теориями.[нужна цитата ]

Борная кислота признан кислотой Льюиса в силу реакции

В этом случае кислота не диссоциирует, это основание, H2О, диссоциирующий. Раствор B (OH)3 кислая, потому что ионы водорода высвобождаются в этой реакции.

Имеются убедительные доказательства того, что разбавленные водные растворы аммиак содержат незначительное количество иона аммония

и что при растворении в воде аммиак действует как основание Льюиса.[14]

Сравнение с теорией Люкс – Потопа

Реакции между оксидами в твердом или жидком состоянии не включены в теорию Бренстеда – Лоури. Например, реакция

не подпадает под определение кислот и оснований, данное Бренстедом – Лоури. С другой стороны, оксид магния действует как основание, когда реагирует с водным раствором кислоты.

Растворенный SiO2 был предсказан как слабая кислота в смысле Бренстеда-Лоури.[15]

Согласно Люкс – теория Потопа такие соединения, как MgO и SiO2 в твердом состоянии могут быть классифицированы как кислоты или основания. Например, минерал оливин может рассматриваться как соединение основного оксида, MgO, с кислым оксидом, кремнеземом, SiO2. Эта классификация важна в геохимия.

Рекомендации

  1. ^ Бренстед, Дж. Н. (1923). "Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen" [Некоторые наблюдения о концепции кислоты и основания ]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas. 42 (8): 718–728. Дои:10.1002 / recl.19230420815.
  2. ^ Лоури, Т. М. (1923). «Уникальность водорода». Журнал Общества химической промышленности. 42 (3): 43–47. Дои:10.1002 / jctb.5000420302.
  3. ^ Майерс, Ричард (2003). Основы химии. Издательская группа «Гринвуд». стр.157 –161. ISBN  978-0-313-31664-7.
  4. ^ Мастертон, Уильям; Херли, Сесиль; Нет, Эдвард (2011). Химия: принципы и реакции. Cengage Learning. п. 433. ISBN  1-133-38694-6.
  5. ^ Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (2010). Общая химия, расширенное издание. Cengage Learning. С. 644–645. ISBN  0-538-49752-1.
  6. ^ Уиттен, Кеннет; Дэвис, Раймонд; Пек, Ларри; Стэнли, Джордж (2013). Химия. Cengage Learning. п. 350. ISBN  1-133-61066-8.
  7. ^ Лью, Кристи (2009). Кислоты и основания. Публикация информационной базы. ISBN  9780791097830.
  8. ^ Патрик, Грэм (2012). Мгновенные заметки по органической химии. Тейлор и Фрэнсис. п. 76. ISBN  978-1-135-32125-3.CS1 maint: ref = harv (связь)
  9. ^ Холлидей, А.К .; Масси, А.Г. (1965). Неорганическая химия в неводных растворителях. Pergamon Press.
  10. ^ Райх, Ханс Дж. «Таблица Bordwell pKa (Кислотность в ДМСО)». Департамент химии Висконсинского университета, США. оригинал 9 октября 2008 г.. Получено 2008-11-02.
  11. ^ Waddington, T.C. (1965). Системы неводных растворителей. Нью-Йорк: Academic Press.
  12. ^ Мисслер, Г. Л., Тарр, Д. А., (1991) "Неорганическая химия"2-е изд. Пирсон Прентис-Холл, стр. 170–172.
  13. ^ а б Холл, Норрис Ф. (март 1940). «Системы кислот и оснований». Журнал химического образования. 17 (3): 124–128. Bibcode:1940JChEd..17..124H. Дои:10.1021 / ed017p124.
  14. ^ Housecroft, C.E .; Шарп, А. Г. (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Прентис Холл. п. 187. ISBN  978-0-13-039913-7.
  15. ^ Полинг, Линус (1960). Природа химической связи (3-е изд.). Итака: Издательство Корнельского университета. п.557.