Кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури

Теория Брёнстеда – Лоури (также называемая протонной теорией кислот и оснований). ^{[ 1 ]}) — это теория кислотно-основных реакций , которая была впервые разработана независимо друг от друга Йоханнесом Николаусом Бренстедом и Томасом Мартином Лоури в 1923 году. ^{[ 2 ]}^{[ 3 ]} Основная идея 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 H). ⁺). 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 ОН. ⁻ (гидроксид-ионы). ^{[ 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:

{\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 CH3COOH состоит из метильной группы CH3, химически связанной с карбоксильной группой −COOH. Карбоксильная группа может потерять протон и отдать его молекуле воды H2O, оставив после себя этаноатный анион CH3COO- и создав катион гидроксония H3O+. Это равновесная реакция, поэтому может иметь место и обратный процесс. — 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:

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

Уксусная кислота , CH ₃ COOH является кислотой, поскольку отдает протон воде ( H ₂ O ) и становится его сопряженным основанием, ацетат- ионом ( CH ₃ COO ⁻). H ₂ O является основанием, поскольку принимает протон от CH ₃ COOH и становится сопряженной с ним кислотой, ионом гидроксония , ( Н ₃ О ⁺). ^{[ 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.

{\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 ЧАС ⁺ стать Н ₃ О ⁺ в то время как другой действует как кислота и теряет ЧАС ⁺ стать ОЙ ⁻.

Другой пример иллюстрируют такие вещества, как гидроксид алюминия , Ал(ОН) ₃ .

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

{\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 автоионизации воды реакции .

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

Аналогичная реакция происходит с жидким аммиаком.

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

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

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

{\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 принимает протоны сильнее, 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. Крайний случай имеет место с угольными кислотами , когда протон извлекается из C-H . Связь ^{[ нужна страница ]}

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

{\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.

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

В этом представлении как основание B, так и сопряженное основание A ⁻, несут неподеленную пару электронов, и между ними переносится протон, представляющий собой кислоту Льюиса.

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 образуется из аммиака и трифторид бора — реакция, которая не может происходить в воде, поскольку трифторид бора бурно реагирует с водой в реакции гидролиза.

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

{\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 ссылка ]}

Борную кислоту называют кислотой Льюиса из-за реакции

{\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.

{\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

{\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.

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

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

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

{\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 .

Ссылки

^ «Теория Бренстеда – Лоури | химия» . Британская энциклопедия . Проверено 7 марта 2021 г.
^ Бренстед, Дж. Н. (1923). «Некоторые наблюдения о понятии кислот и оснований » . Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas . 42 (8): 718–728. дои : 10.1002/recl.19230420815 .
^ Лоури, ТМ (1923). «Уникальность водорода» . Журнал Общества химической промышленности . 42 (3): 43–47. дои : 10.1002/jctb.5000420302 .
^ Майерс, Ричард (2003). Основы химии . Издательская группа Гринвуд. стр. 157–161 . ISBN 978-0-313-31664-7 .
^ Мастертон, Уильям; Херли, Сесиль; Нет, Эдвард (2011). Химия: принципы и реакции . Cengage Обучение. п. 433. ИСБН 978-1-133-38694-0 .
^ Эббинг, Даррелл; Гаммон, Стивен Д. (2010). Общая химия, расширенное издание . Cengage Обучение. стр. 644–645. ISBN 978-0-538-49752-7 .
^ Уиттен, Кеннет; Дэвис, Рэймонд; Пек, Ларри; Стэнли, Джордж (2013). Химия . Cengage Обучение. п. 350. ИСБН 978-1-133-61066-3 .
^ Лью, Кристи (2009). Кислоты и основания . Издательство информационной базы. ISBN 9780791097830 .
^ Патрик, Грэм (2012). Мгновенные заметки по органической химии . Тейлор и Фрэнсис. п. 76. ИСБН 978-1-135-32125-3 .
^ Холлидей, АК; Масси, А.Г. (1965). Неорганическая химия в неводных растворителях . Пергамон Пресс.
^ 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.
^ Уоддингтон, Техас (1965). Системы неводных растворителей . Нью-Йорк: Академическая пресса.
^ Мисслер, Г.Л., Тарр, Д.А., (1991) « Неорганическая химия », 2-е изд. Пирсон Прентис-Холл, стр. 170–172.
^ Jump up to: ^а ^б 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 .
^ Хаускрофт, CE; Шарп, АГ (2004). Неорганическая химия (2-е изд.). Прентис Холл. п. 187. ИСБН 978-0-13-039913-7 .
^ 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). БАЗОВЫЙ КУРС ХИМИИ IIT Гойала: 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 .

[1] «Теория Бренстеда – Лоури | химия» . Британская энциклопедия . Проверено 7 марта 2021 г.

[2] Бренстед, Дж. Н. (1923). «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, Техас (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.

[review1940-14] Jump up to: ^а ^б 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 .

[ 1 ]

[ 2 ]

[ 3 ]

[ 4 ]

[ 5 ]

[ 6 ]

[ 7 ]

[ 8 ]

[ 9 ]

[ 10 ]

[ 11 ]

[ 12 ]

[ 13 ]

[ 14 ]

[ 15 ]

[ 16 ]