Теория кислотно-основных отношений Бренстеда-Лоури

Химическая теория о кислотах и ​​основаниях

Теория Бренстеда–Лоури (также называемая протонной теорией кислот и оснований ^[1] ) — это теория кислотно-основных реакций , которая была впервые разработана Иоганном Николаусом Бренстедом и Томасом Мартином Лоури независимо в 1923 году. ^{[2] [3]} Основная концепция этой теории заключается в том, что когда кислота и основание реагируют друг с другом, кислота образует свое сопряженное основание , а основание образует свою сопряженную кислоту путем обмена протоном ( катионом водорода, или H ⁺ ). Эта теория обобщает теорию Аррениуса .

Определения кислот и оснований

Иоганнес 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 ⁺ (ионов водорода или протонов ), тогда как основания определяются как вещества, которые диссоциируют в водных растворах с образованием OH− ⁽ ионов гидроксида). ^[4]

В 1923 году физико-химики Иоганнес Николаус Брёнстед 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 тем, как они реагируют друг с другом, обобщая их. Это лучше всего иллюстрирует уравнение равновесия.

кислота + основание ⇌ сопряженное основание + сопряженная кислота .

С кислотой HA уравнение можно записать символически как:

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

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

Водные растворы

Уксусная кислота , слабая кислота , отдает протон ( гидрон ) воде в равновесной реакции, образуя ацетат- ион и ион гидроксония .

  Кислород

  Углерод

  Водород

  Протон ( гидрон )

Рассмотрим следующую кислотно-щелочную реакцию:

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

Уксусная кислота , CH ₃ COOH , является кислотой, поскольку она отдает протон воде ( H ₂ O ) и становится ее сопряженным основанием, ацетатным ионом ( CH ₃ COO ⁻ ). H ₂ O является основанием, поскольку она принимает протон от CH ₃ COOH и становится ее сопряженной кислотой, ионом гидроксония ( H ₃ O ⁺ ). ^[9]

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

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

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

Амфотерные вещества

Амфотерная природа воды

Суть теории Бренстеда–Лоури заключается в том, что кислота является таковой только по отношению к основанию, и наоборот . Вода амфотерна , поскольку может действовать как кислота или как основание. На изображении справа одна молекула H ₂ O действует как основание и приобретает H ^+, становясь H ₃ O ^+, в то время как другая действует как кислота и теряет H ^+, становясь OH ⁻ .

Другой пример иллюстрируется такими веществами, 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, является кислотой Бренстеда-Лоури при растворении в H ₂ O, а гидроксид-ион является основанием из-за реакции автоионизации воды .

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

Аналогичная реакция происходит в жидком аммиаке.

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

Таким образом, ион аммония, NH+4, в жидком аммиаке соответствует иону гидроксония в воде и амид-иону, NH−2в аммиаке, к гидроксид-иону в воде. Соли аммония ведут себя как кислоты, а амиды металлов ведут себя 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 использовались для измерения констант кислотной диссоциации углеродсодержащих молекул. Поскольку ДМСО принимает протоны сильнее, чем H ₂ O, кислота становится сильнее в этом растворителе, чем в воде. ^[11] Действительно, многие молекулы ведут себя как кислоты в неводных растворах, но не в водных растворах. Крайний случай происходит с углеродными кислотами , где протон извлекается из связи C−H . ^[12]

Некоторые неводные растворители могут вести себя как кислоты. Кислотный растворитель сделает растворенные вещества более основными. Например, соединение CH ₃ COOH известно как уксусная кислота , поскольку оно ведет себя как кислота в воде. Однако оно ведет себя как основание в жидком фтористом водороде , гораздо более кислотном растворителе. ^[13]

${\displaystyle {\ce {CH3COOH + 2HF <=> CH3C(OH)2+ + HF2-}}}$

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 , соединению, которое может принимать электронную пару. ^{[14] [15]} Предложение Льюиса объясняет классификацию Брёнстеда–Лоури с использованием электронной структуры.

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

На этом изображении показано, что основание B и сопряженное основание A− ^несут неподеленную пару электронов, а протон, являющийся кислотой Льюиса, переносится между ними.

Аддукт аммиака и трифторида бора

Льюис позже писал: «Ограничение группы кислот теми веществами, которые содержат водород, так же серьезно мешает систематическому пониманию химии, как ограничение термина окислитель веществами, содержащими кислород ». ^[15] 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 образуется из аммиака и трифторида бора , реакция, которая не может происходить в воде, потому что трифторид бора гидролизуется в воде. ^[16]

${\displaystyle {\ce {4BF3 + 3H2O -> B(OH)3 + 3HBF4}}}$^[16]

Реакция выше иллюстрирует, что BF ₃ является кислотой как по классификации Льюиса ^[17] , так и по классификации Бренстеда–Лоури, и показывает, что обе теории согласуются друг с другом. ^{[ необходима цитата ]}

Борная кислота признана кислотой Льюиса из-за реакции

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

В этом случае кислота не расщепляется, а вот 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. ^[18]

Сравнение с теорией Люкса–Флада

Реакции между оксидами в твердом или жидком состоянии исключаются в теории Бренстеда–Лоури. Например, реакция

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

не охватывается определением кислот и оснований Бренстеда-Лоури. С другой стороны, оксид магния действует как основание, когда реагирует с водным раствором кислоты.

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

Растворенный диоксид кремния , SiO ₂ , как было предсказано, является слабой кислотой в смысле Бренстеда-Лоури. ^[19]

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

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

Согласно теории Люкса-Флуда , оксиды, такие как MgO и SiO ₂ в твердом состоянии, могут быть названы кислотами или основаниями. Например, минерал оливин может быть известен как соединение основного оксида MgO и диоксида кремния SiO ₂ как кислотного оксида. Это важно в геохимии . ^{[ необходима цитата ]}

Ссылки

1. "Теория Бренстеда–Лоури | химия". Encyclopedia Britannica . Получено 2021-03-07 .
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. doi :10.1002/jctb.5000420302.
4. Майерс, Ричард (2003). Основы химии . Greenwood Publishing Group. С. 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7.
5. Мастертон, Уильям; Херли, Сесиль; Неф, Эдвард (2011). Химия: принципы и реакции. Cengage Learning. стр. 433. ISBN 978-1-133-38694-0.
6. Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (2010). Общая химия, расширенное издание. Cengage Learning. стр. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.
7. Уиттен, Кеннет; Дэвис, Рэймонд; Пек, Ларри; Стэнли, Джордж (2013). Химия. Cengage Learning. стр. 350. ISBN 978-1-133-61066-3.
8. Лью, Кристи (2009). Кислоты и основания. Infobase Publishing. ISBN 9780791097830.
9. Патрик 2004, стр. 76.
10. Холлидей, АК; Масси, АГ (1965). Неорганическая химия в неводных растворителях . Pergamon Press.
11. Райх, Ганс Дж. "Таблица pKa Бордвелла (кислотность в ДМСО)". Кафедра химии, Висконсинский университет, США Архивировано из оригинала 9 октября 2008 г. Получено 2008-11-02 .
12. Смит, Майкл; Марч, Джерри (2001). Продвинутая органическая химия Марча: реакции, механизмы и структура (5-е изд.). Нью-Йорк: Wiley. С. 328. ISBN 978-0-471-58589-3.
13. Waddington, TC (1965). Системы неводных растворителей . Нью-Йорк: Academic Press. стр. 69.
14. Мисслер, Г. Л., Тарр, Д. А., (1991) « Неорганическая химия », 2-е изд., Pearson Prentice-Hall, стр. 170–172.
15. Hall, Norris F. (март 1940 г.). «Системы кислот и оснований». Журнал химического образования . 17 (3): 124–128. Bibcode : 1940JChEd..17..124H. doi : 10.1021/ed017p124.
16. Вамсер, Кристиан А. (1951-01-01). "Равновесия в системе трифторид бора—вода при 25°". Журнал Американского химического общества . 73 (1): 409–416. doi :10.1021/ja01145a134. ISSN  0002-7863.
17. Патрик 2004, стр. 91.
18. Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Prentice Hall. стр. 187. ISBN 978-0-13-039913-7.
19. Полинг, Лайнус (1960). Природа химической связи (3-е изд.). Итака: Издательство Корнеллского университета. С. 557.

Библиография

• Стокер, Х. Стивен (2012). Общая, органическая и биологическая химия. Cengage Learning. ISBN 978-1-133-10394-3.
• Майерс, Ричард (2003). Основы химии. Greenwood Publishing Group. ISBN 978-0-313-31664-7.
• Патрик, Грэм (2004). Мгновенные заметки по органической химии. Тейлор и Фрэнсис. ISBN 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). БАЗОВЫЙ КУРС ХИМИИ ИИТ Гояла: Для 10-го класса. Братья Гояла Пракашан. стр. 85. GGKEY:DKWFNS6PECF.
• Мастертон, Уильям; Херли, Сесиль; Нет, Эдвард (2011). Химия: принципы и реакции. Cengage Learning. ISBN 978-1-133-38694-0.
• Уиттен, Кеннет; Дэвис, Рэймонд; Пек, Ларри; Стэнли, Джордж (2013). Химия. Cengage Learning. ISBN 978-1-133-61066-3.
• Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (2010). Общая химия, расширенное издание. Cengage Learning. стр. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7.