Brønsted-Lowry syre-base teori

Syrer og baser

Syrer og baser
Syre Syre-base reaksjon syrestyrke surhetsfunksjon amfoterisme Utgangspunkt bufferløsning dissosiasjonskonstant balanse kjemi Utdrag Hammett surhetsfunksjon pH protonaffinitet autoionisering av vann Tittel Lewis-syrekatalyse Frustrert Lewis-par Lewis kiral syre
typer syrer
Brønsted–Lowry lewis Akseptør Mineral Økologisk Sterk supersyre Svak Fast

Basetyper
Brønsted–Lowry lewis Donor organisk Sterk super base ikke-nukleofile Svak

Brønsted -Lowry- teorien er en teori om syre-base-reaksjoner som ble foreslått uavhengig av Johannes Nicolaus Brønsted og Thomas Martin Lowry i 1923. [ 1 ] [ 2 ] Det grunnleggende konseptet med denne teorien er at når en syre og en base reagerer med hverandre, danner syren sin konjugerte base, og basen danner sin konjugerte syre ved å bytte ut et proton (hydrogenkationen eller ). Denne teorien er en generalisering av Arrhenius-teorien . ${\ce {H++}}}$

Definisjoner av syrer og baser

I Arrhenius-teorien er syrer definert som stoffer som dissosierer i vandig løsning for å gi (hydrogenioner), baser er definert som stoffer som dissosierer i vandig løsning for å gi (hydroksidioner). [ 3 ] ${\ce {H++}}}$ ${\ce {OH−}}}$

I 1923 foreslo de fysiske kjemikerne Johannes Nicolaus Brønsted i Danmark og Thomas Martin Lowry i England uavhengig teorien som bærer deres navn. [ 4 ] [ 5 ] [ 6 ] I Brønsted-Lowry-teorien er syrer og baser definert av måten de reagerer med hverandre på, noe som gir større generalitet. Definisjonen uttrykkes i form av et likevektsuttrykk.

syre + base ⇌ konjugert base + konjugert syre

Med en syre, , kan ligningen skrives symbolsk som: ${\ce {HA}}$

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

Likevekstegnet, ⇌, brukes fordi reaksjonen kan skje både fremover og bakover. Syren, , kan miste et proton for å bli dens konjugerte base, . Basen, , kan akseptere et proton for å bli dens konjugerte syre, . De fleste syre-base reaksjoner er raske, så reaksjonskomponentene er generelt i dynamisk likevekt med hverandre. [ 7 ] ${\ce {HA}}$ ${\ce {A−}}}$ ${\ce {B}}$ ${\ce {HB++}}}$

Vandige løsninger

Tenk på følgende syre-base reaksjon:

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

Eddiksyre , , er en syre, siden den donerer et proton til vann ( ) og omdannes til dens konjugerte base, acetat ( ). El er en base, siden den aksepterer et proton fra og blir dens konjugerte syre, hydroniumionet , . [ 8 ] ${\ce {CH3COOH}}$ ${\ce {H2O}}$ ${\ce {CH3 COO−}}}$ ${\ce {H2O}}$ ${\ce {CH3COOH}}$ ${\ce {H3O++}}}$

Det motsatte av en syre-base-reaksjon er også en syre-base-reaksjon, mellom konjugatsyren til basen i den første reaksjonen og syrens konjugatbase. I eksemplet ovenfor er acetat basen for omvendt reaksjon og hydroniumion er syren.

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

Kraften til Brønsted-Lowry-teorien er at den, i motsetning til Arrhenius-teorien, ikke krever en syre for å dissosiere.

Amfotere stoffer

Hovedpoenget i Brønsted-Lowry-teorien er at en syre bare eksisterer som sådan i forhold til en base, og omvendt . Vann er amfotert ved at det kan fungere som enten en syre eller en base. På bildet vist til høyre fungerer det ene molekylet som en base og øker til å bli , mens det andre fungerer som en syre og taper til å bli . ${\ce {H2O}}$ ${\ce {H++}}}$ ${\ce {H3O++}}}$ ${\ce {H++}}}$ ${\ce {OH−}}}$

Et annet eksempel er stoffer som aluminiumhydroksid , . ${\ce {Al(OH)3}}$

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

fungerer som en syre

{\ce {3H+ + Al (OH)3<=> 3H2O + Al^{+3}(aq)}}

, som fungerer som en base

Ikke-vandige løsninger

Hydrogenionet, eller hydroniumionet, er en Brønsted-Lowry-syre i vandige løsninger, og hydroksydionet er en base, i kraft av selvdissosiasjonsreaksjonen.

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

En analog reaksjon skjer i flytende ammoniakk.

{\ce {NH 3 + NH 3 <=> NH4+ + NH2^{-}}}

Således spiller ammoniumionet, , samme rolle i flytende ammoniakk som hydroniumionet i vann, og amidionet, , er analogt med hydroksidionet. Ammoniumsalter oppfører seg som syrer, og amider oppfører seg som baser. [ 9 ] ${\ce {NH4^{+}}}$ ${\ce {NH2^{-}}}$

Noen ikke-vandige løsningsmidler kan oppføre seg som baser, det vil si protonakseptorer, i forhold til Brønsted-Lowry-syrer.

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

hvor representerer et løsemiddelmolekyl. ${\ce {S}}$

De viktigste av slike løsningsmidler er dimetylsulfoksid , DMSO og acetonitril , siden disse løsningsmidlene har blitt mye brukt for å måle syredissosiasjonskonstantene til organiske molekyler. Fordi DMSO er en sterkere protonakseptor enn syre, blir den en sterkere syre i dette løsningsmidlet enn i vann. [ 10 ] Faktisk oppfører mange molekyler seg som syrer i ikke-vandige løsninger som de ikke gjør i vandige løsninger. Et ekstremt tilfelle oppstår med karbonsyrer , hvor et proton fjernes fra en binding . ${\ce {CH3CN}}$ ${\ce {H2O}}$ ${\ce {CH}}$

Noen ikke-vandige løsemidler kan oppføre seg som syrer. Et surt løsningsmiddel vil øke basisiteten til stoffene som er oppløst i det. For eksempel er forbindelsen kjent som eddiksyre på grunn av dens sure oppførsel i vann. Imidlertid oppfører den seg som en base i flytende hydrogenklorid , et mye surere løsningsmiddel. [ 11 ] ${\ce {CH3COOH}}$

{\ce {HCl + CH3 COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}

Sammenligning med Lewis syre-base teori

Se også: Lewis-syrer og -baser

Samme år som Brønsted og Lowry publiserte sin teori, foreslo GN Lewis en alternativ teori om syre-base-reaksjoner. Lewis teori er basert på elektronisk struktur. En Lewis-base er definert som en forbindelse som kan donere et elektronpar til en Lewis-syre , en forbindelse som kan akseptere et elektronpar. [ 12 ] [ 13 ] Lewis-forslaget gir en forklaring på Brønsted-Lowry-klassifiseringen når det gjelder elektronisk struktur.

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

I denne representasjonen er både basen og den konjugerte basen, , vist med et isolert elektronpar og protonet, som er en Lewis-syre, overføres mellom dem. ${\ce {B}}$ ${\ce {A++}}}$

Lewis skrev senere:

Å begrense gruppen av syrer til de hydrogenholdige stoffene forstyrrer den systematiske forståelsen av kjemi like alvorlig som å begrense begrepet oksidasjonsmiddel til oksygenholdige stoffer . [ 13 ]

I Lewis-teorien danner en syre og en base, : et addukt, , der elektronparet brukes til å danne en dativ kovalent binding mellom og . Dette illustreres ved dannelsen av adduktet av ammoniakk og bortrifluorid , en reaksjon som ikke kan skje i vandig løsning fordi bortrifluorid reagerer voldsomt med vann i en hydrolysereaksjon. ${\ce {A}}$ ${\ce {B}}$ ${\ce {AB}}$ ${\ce {A}}$ ${\ce {B}}$ ${\ce {H3N - BF3}}$

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

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

Disse reaksjonene illustrerer at det er en syre i Lewis- og Brønsted-Lowry-klassifiseringene og understreker konsistensen mellom de to teoriene. ${\ce {BF3}}$

Borsyre er anerkjent som en Lewis-syre i kraft av reaksjonen.

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

I dette tilfellet dissosierer ikke syren, det er basen som dissosierer. En løsning av er sur fordi hydrogenioner frigjøres i denne reaksjonen. ${\ce {H2O}}$ ${\ce {B(OH)3}}$

Det er sterke bevis på at fortynnede vandige løsninger av ammoniakk inneholder ubetydelige mengder ammoniumion.

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

og at, når den er oppløst i vann, fungerer ammoniakk som en Lewis-base. [ 14 ]

Sammenligning med Lux-Flood-teorien

Reaksjoner mellom visse oksider i ikke-vandige medier kan ikke forklares ut fra Brønsted-Lowry-teorien. For eksempel reaksjonen.

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

faller ikke inn under Brønsted-Lowrys definisjon av syrer og baser. På den annen side er han basisk og han er sur i Brønsted-Lowry forstand, og refererer til blandinger i vann. ${\ce {MgO}}$ ${\ce {SiO2}}$

{\ce {2H+ + MgO(s) -> Mg2+(aq) + 2H2O}}

Den oppløste er spådd å være en svak syre i Brønsted-Lowry forstand. [ 15 ] ${\ce {SiO2}}$

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

, i løsning

Lux -Flood-teorien klassifiserer også magnesiumoksid som en base i ikke-vandige omstendigheter. Denne klassifiseringen er viktig i geokjemi . Mineraler som olivin er klassifisert som ultramafiske ; Olivin er en forbindelse av et veldig basisk oksid, , med et surt oksid, silika . ${\ce {(Mg, Fe)SiO 4}}$ ${\ce {MgO}}$ ${\ce {SiO2}}$

Referanser

↑ Bronsted, JN (3. september 2010). "Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen" . Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas (på engelsk) 42 (8): 718-728. doi : 10.1002/recl.19230420815 .
↑ Lowry, T.M. (1923). "Det unike med hydrogen" . Journal of the Society of Chemical Industry 42 (3): 43-47. doi : 10.1002/jctb.5000420302 .
^ Myers, Richard (2003). Grunnleggende om kjemi . Greenwood Publishing Group. s. 157-161. ISBN 978-0-313-31664-7 .
^ Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Kjemi: Prinsipper og reaksjoner . Cengage læring. s. 433. ISBN 1-133-38694-6 .
↑ Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). General Chemistry, Enhanced Edition . Cengage læring. s. 644-645. ISBN 0-538-49752-1 .
^ Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Kjemi . Cengage læring. s. 350. ISBN 1-133-61066-8 .
↑ Lew, Kristy (2009). Syrer og baser . Infobase publisering. ISBN 9780791097830 .
↑ Patrick, Graham. (2004). BIOS Instant Notes in Organic Chemistry ( 2. utgave). Taylor & Francis Group. s. 76. ISBN 978-1-135-32125-3 . OCLC 1107566276 .
↑ Holliday, AK; Massy, A. G. (1965). Uorganisk kjemi i ikke-vandige løsningsmidler . Pergamon Press.
^ Reich, Hans J. "Bordwell pKa-tabell (syre i DMSO)" . Institutt for kjemi, University of Wisconsin, USA Arkivert fra originalen 2008-10-9 . Hentet 2. november 2008 .
↑ Waddington, T. C. (1965). Ikke-vandige løsemiddelsystemer . New York: Academic Press.
↑ Miessler, GL, Tarr, DA, (1991) " Inorganic Chemistry " 2. utg. Pearson Prentice-Hall s. 170–172
^ a b Hall, Norris F. (1940-03). "Systemer av syrer og baser" . Journal of Chemical Education (på engelsk) 17 (3): 124. ISSN 0021-9584 . doi : 10.1021/ed017p124 .
↑ Housecroft, Catherine E., 1955- (2005). Uorganisk kjemi (på engelsk) (2. utgave). Pearson Prentice Hall. s. 187. ISBN 0-13-039913-2 . OCLC 56834315 .
↑ Pauling, Linus (1960). The Nature of the Chemical Bond (3. utgave). Ithaka: Cornell University Press. s. 557 .