Кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури

Химическая теория кислот и оснований

Теория Брёнстеда-Лоури (также называемая протонной теорией кислот и оснований ^[1] ) представляет собой теорию кислотно-основных реакций , которая была впервые разработана Йоханнесом Николаусом Брёнстедом и Томасом Мартином Лоури независимо в 1923 году. ^{[2] [3]} Основная концепция Суть этой теории состоит в том, что когда кислота и основание реагируют друг с другом, кислота образует сопряженное основание , а основание образует сопряженную кислоту путем обмена протона (катиона водорода, или Н ⁺ ). Эта теория обобщает теорию Аррениуса .

Определения кислот и оснований

Йоханнес Николаус Брёнстед и Томас Мартин Лоури независимо друг от друга сформулировали идею о том, что кислоты отдают протоны (H ⁺ ), а основания принимают протоны.

В теории Аррениуса кислоты определяются как вещества, которые диссоциируют в водных растворах с образованием H ⁺ (ионы водорода или протоны ), тогда как основания определяются как вещества, которые диссоциируют в водных растворах с образованием OH- ⁽ ионы гидроксида). ^[4]

В 1923 году физико-химики Иоганнес Николаус Бренстед в Дании и Томас Мартин Лоури в Англии независимо друг от друга предложили теорию, названную в их честь. ^{[5] [6] [7]} В теории Брёнстеда-Лоури кислоты и основания определяются по тому, как они реагируют друг с другом, обобщая их. Лучше всего это иллюстрируется уравнением равновесия.

кислота + основание ⇌ сопряженное основание + сопряженная кислота .

Для кислоты HA уравнение можно символически записать так:

${\displaystyle {\ce {HA + B <=> A- + HB+}}}$

Знак равновесия ⇌ используется потому, что реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении (обратима). Кислота HA является донором протона , который может потерять протон и стать сопряженным основанием A ^- . Основание B является акцептором протона , которое может стать сопряженной с ним кислотой HB ⁺ . Большинство кислотно-основных реакций протекают быстро, поэтому вещества, участвующие в реакции, обычно находятся в динамическом равновесии друг с другом. ^[8]

Водные растворы

Уксусная кислота , слабая кислота , отдает протон ( гидрон ) воде в равновесной реакции с образованием ацетат- иона и иона гидроксония .

  Кислород

  Углерод

  Водород

  Протон ( гидрон )

Рассмотрим следующую кислотно-основную реакцию:

${\displaystyle {\ce {CH3 COOH + H2O <=> CH3 COO- + H3O+}}}$

Уксусная кислота , CH ₃ COOH , является кислотой, потому что она отдает протон воде ( H ₂ O ) и становится сопряженным с ней основанием, ацетат -ионом ( CH ₃ COO ^- ). H ₂ O является основанием, поскольку он принимает протон от CH ₃ COOH и становится сопряженной с ним кислотой, ионом гидроксония ( H ₃ O ⁺ ). ^[9]

Обратная кислотно-основная реакция также является кислотно-основной реакцией между кислотой, сопряженной с основанием в первой реакции, и кислотой, сопряженной с основанием кислоты. В приведенном выше примере этаноат является основанием обратной реакции, а ион гидроксония — кислотой.

${\displaystyle {\ce {H3O+ + CH3 COO- <=> CH3COOH + H2O}}}$

Одной из особенностей теории Брёнстеда-Лоури в отличие от теории Аррениуса является то, что для диссоциации не требуется кислота.

Амфотерные вещества

Амфотерная природа воды

Суть теории Брёнстеда-Лоури состоит в том, что кислота является таковой только по отношению к основанию, и наоборот . Вода амфотерна , поскольку может действовать как кислота или основание. На изображении справа одна молекула H ₂ O действует как основание и приобретает H ⁺ , превращаясь в H ₃ O ⁺ , тогда как другая действует как кислота и теряет H ^+, превращаясь в OH ^- .

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

${\displaystyle {\ce {{\overset {(acid)}{Al(OH)3}}{}+ OH- <=> Al(OH)4^-}}}$

${\displaystyle {\ce {3H+{}+ {\overset {(base)}{Al(OH)3}}<=> 3H2O{}+ Al_{(aq)}^3+}}}$

Неводные растворы

Ион водорода или ион гидроксония представляет собой кислоту Бренстеда-Лоури при растворении в H ₂ O, а гидроксид-ион является основанием из-за реакции саморазделения.

${\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}$

Аналогичная реакция происходит с жидким аммиаком.

${\displaystyle {\ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2-}}}$

Таким образом, ион аммония NH+4, в жидком аммиаке соответствует иону гидроксония в воде и иону амида, NH−2в аммиаке к гидроксид-иону в воде. Соли аммония ведут себя как кислоты, а амиды — как основания. ^[10]

Некоторые неводные растворители могут вести себя как основания, т. е. принимать протоны, по отношению к кислотам Бренстеда–Лоури.

${\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}$

где S обозначает молекулу растворителя. Наиболее важными из таких растворителей являются диметилсульфоксид ДМСО и ацетонитрил CH ₃ CN , поскольку эти растворители широко используются для измерения констант кислотной диссоциации углеродсодержащих молекул. Поскольку ДМСО сильнее принимает протоны, чем H ₂ O , кислота в этом растворителе становится сильнее, чем в воде. ^[11] Действительно, многие молекулы ведут себя как кислоты в неводных растворах, но не в водных растворах. Крайний случай имеет место с угольными кислотами , где протон отрывается от связи CH . ^{[ нужна страница ]}

Некоторые неводные растворители могут вести себя как кислоты. Кислый растворитель сделает растворенные вещества более основными. Например, соединение CH ₃ COOH известно как уксусная кислота , поскольку в воде оно ведет себя как кислота. Однако он ведет себя как основание в жидком хлористом водороде , гораздо более кислом растворителе. ^[12]

${\displaystyle {\ce {HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}$^{[ нужна страница ]}

Сравнение с кислотно-основной теорией Льюиса

В том же году, когда Брёнстед и Лоури опубликовали свою теорию, Г. Н. Льюис создал альтернативную теорию кислотно-основных реакций. Теория Льюиса основана на электронной структуре . Основание Льюиса — это соединение, которое может отдавать электронную пару кислоте Льюиса , соединение, которое может принимать электронную пару. ^{[13] [14]} Предложение Льюиса объясняет классификацию Брёнстеда-Лоури с использованием электронной структуры.

${\displaystyle {\ce {HA + B <=> A- + BH+}}}$

В этом представлении как основание B, так и сопряженное основание A ⁻ показаны несущими неподеленную пару электронов, и между ними переносится протон, который представляет собой кислоту Льюиса.

Аддукт аммиака и трифторида бора

Позже Льюис писал: «Ограничение группы кислот теми веществами, которые содержат водород, так же серьезно мешает систематическому пониманию химии, как и ограничение термина « окислитель» веществами, содержащими кислород ». ^[14] В теории Льюиса кислота A и основание B образуют аддукт AB , где электронная пара образует дативную ковалентную связь между A и B. Это показано, когда аддукт H ₃ N-BF ₃ образует из аммиака и трифторида бора — реакция, которая не может происходить в воде, поскольку трифторид бора бурно реагирует с водой в реакции гидролиза.

${\displaystyle {\ce {BF3 + 3H2O -> B (OH)3 + 3HF}}}$

${\displaystyle {\ce {HF <=> H+ + F-}}}$

Эти реакции иллюстрируют, что BF ₃ является кислотой как в классификации Льюиса, так и в классификации Брёнстеда-Лоури, и показывают, что обе теории согласуются друг с другом. ^{[ нужна цитата ]}

Борную кислоту называют кислотой Льюиса из-за реакции

${\displaystyle {\ce {B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4- + H+}}}$

В этом случае кислота не распадается, а основание H ₂ O. Раствор B(OH) ₃ является кислым, поскольку в этой реакции выделяются ионы водорода.

Имеются убедительные доказательства того, что разбавленные водные растворы аммиака содержат незначительные количества ионов аммония.

${\displaystyle {\ce {H2O + NH3 -> OH- + NH+4}}}$

и что при растворении в воде аммиак действует как основание Льюиса. ^[15]

Сравнение с теорией Люкса – Флада

Реакции между оксидами в твердом или жидком состоянии исключены теорией Брёнстеда-Лоури. Например, реакция

${\displaystyle {\ce {2MgO + SiO2 -> Mg2 SiO4}}}$

не входит в определение кислот и оснований Бренстеда-Лоури. С другой стороны, оксид магния действует как основание при реакции с водным раствором кислоты.

${\displaystyle {\ce {2H+ + MgO(s) -> Mg^{2+}(aq) + H2O}}}$

Было предсказано , что растворенный SiO ₂ диоксид кремния является слабой кислотой в смысле Бренстеда-Лоури. ^[16]

${\displaystyle {\ce {SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4 (solution)}}}$

${\displaystyle {\ce {Si(OH)4 <=> Si(OH)3O- + H+}}}$

Согласно теории Люкса-Флада , оксиды типа MgO и SiO ₂ в твердом состоянии можно называть кислотами или основаниями. Например, минерал оливин может быть известен как соединение основного оксида MgO и диоксида кремния SiO ₂ как кислотного оксида. Это важно для геохимии .

Рекомендации

1. "Теория Бренстеда-Лоури | химия" . Британская энциклопедия . Проверено 7 марта 2021 г.
2. Брёнстед, JN (1923). «Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen» [Некоторые наблюдения о понятии кислот и оснований ]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas . 42 (8): 718–728. дои : 10.1002/recl.19230420815.
3. Лоури, ТМ (1923). «Уникальность водорода». Журнал Общества химической промышленности . 42 (3): 43–47. дои : 10.1002/jctb.5000420302.
4. Майерс, Ричард (2003). Основы химии . Издательская группа Гринвуд. стр. 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7.
5. Мастертон, Уильям; Херли, Сесиль; Нет, Эдвард (2011). Химия: принципы и реакции. Cengage Обучение. п. 433. ИСБН 978-1-133-38694-0.
6. Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (2010). Общая химия, расширенное издание. Cengage Обучение. стр. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.
7. Уиттен, Кеннет; Дэвис, Рэймонд; Пек, Ларри; Стэнли, Джордж (2013). Химия. Cengage Обучение. п. 350. ИСБН 978-1-133-61066-3.
8. Лью, Кристи (2009). Кислоты и основания. Издательство информационной базы. ISBN 9780791097830.
9. Патрик, Грэм (2012). Мгновенные заметки по органической химии. Тейлор и Фрэнсис. п. 76. ИСБН 978-1-135-32125-3.
10. Холлидей, АК; Масси, А.Г. (1965). Неорганическая химия в неводных растворителях . Пергамон Пресс.
11. Райх, Ханс Дж. «Таблица Bordwell pKa (кислотность в ДМСО)». Химический факультет Университета Висконсина, США. Архивировано из оригинала 9 октября 2008 года . Проверено 2 ноября 2008 г.
12. Уоддингтон, Калифорния (1965). Системы неводных растворителей . Нью-Йорк: Академическая пресса.
13. Мисслер, Г.Л., Тарр, Д.А., (1991) « Неорганическая химия », 2-е изд. Пирсон Прентис-Холл, стр. 170–172.
14. Холл, Норрис Ф. (март 1940 г.). «Системы кислот и оснований». Журнал химического образования . 17 (3): 124–128. Бибкод : 1940JChEd..17..124H. дои : 10.1021/ed017p124.
15. Хаускрофт, CE; Шарп, АГ (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Прентис Холл. п. 187. ИСБН 978-0-13-039913-7.
16. Полинг, Лайнус (1960). Природа химической связи (3-е изд.). Итака: Издательство Корнельского университета. п. 557.

Библиография

• Стокер, Х. Стивен (2012). Общая, органическая и биологическая химия. Cengage Обучение. ISBN 978-1-133-10394-3.
• Майерс, Ричард (2003). Основы химии. Издательская группа Гринвуд. ISBN 978-0-313-31664-7.
• Патрик, Грэм (2012). Мгновенные заметки по органической химии. Тейлор и Фрэнсис. п. 76. ИСБН 978-1-135-32125-3.
• Шривастава, ХК (2003). Нутан - МНЦ Химия (7-е изд.). Индия: Нагин Пракашан. ISBN 978-93-80088-89-1.
• Рамакришна, А. (2014). ОСНОВНОЙ КУРС ХИМИИ IIT Гояла: для 10-го класса. Братья Гоял Пракашан. п. 85. GGKEY:DKWFNS6PECF.
• Мастертон, Уильям; Херли, Сесиль; Нет, Эдвард (2011). Химия: принципы и реакции. Cengage Обучение. ISBN 978-1-133-38694-0.
• Уиттен, Кеннет; Дэвис, Рэймонд; Пек, Ларри; Стэнли, Джордж (2013). Химия. Cengage Обучение. ISBN 978-1-133-61066-3.
• Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (2010). Общая химия, расширенное издание. Cengage Обучение. стр. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.