Теория кислотно-основных отношений Бренстеда-Лоури
Химическая теория о кислотах и ​​основаниях

Кислоты и основания
Схематическое изображение диссоциации уксусной кислоты в водном растворе на ионы ацетата и гидроксония.
Типы кислот
Базовые типы

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:

HA + B ↽ − − ⇀ A − + HB + {\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, CH3COOH, состоит из метильной группы, CH3, химически связанной с карбоксильной группой, −COOH. Карбоксильная группа может потерять протон и отдать его молекуле воды, H2O, оставляя этаноат-анион CH3COO− и создавая катион гидроксония H3O+. Это равновесная реакция, поэтому обратный процесс также может иметь место.
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:

CH 3 COOH + H 2 O ↽ − − ⇀ CH 3 COO − + H 3 O + {\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.

H 3 O + + CH 3 COO − ↽ − − ⇀ CH 3 COOH + H 2 O {\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 .

Al ( OH ) 3 ( acid ) + OH − ↽ − − ⇀ Al ( OH ) 4 − {\displaystyle {\ce {{\overset {(acid)}{Al(OH)3}}{}+ OH- <=> Al(OH)4^-}}}
3 H + + Al ( OH ) 3 ( base ) ↽ − − ⇀ 3 H 2 O + Al ( aq ) 3 + {\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 H2O , а гидроксид-ион является основанием из-за реакции автоионизации воды .

H 2 O + H 2 O ↽ − − ⇀ H 3 O + + OH − {\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}

Аналогичная реакция происходит в жидком аммиаке.

NH 3 + NH 3 ↽ − − ⇀ NH 4 + + NH 2 − {\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.

HA + S ↽ − − ⇀ A − + SH + {\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]

CH 3 COOH + 2 HF ↽ − − ⇀ CH 3 C ( OH ) 2 + + HF 2 − {\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.

HA + B ↽ − − ⇀ A − + BH + {\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, поскольку трифторид бора гидролизуется в воде. [16]

4 BF 3 + 3 H 2 O ⟶ B ( OH ) 3 + 3 HBF 4 {\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 теории согласуются друг с другом. [ необходима цитата ]

Борная кислота признана кислотой Льюиса из-за реакции

B ( OH ) 3 + H 2 O ↽ − − ⇀ B ( OH ) 4 − + H + {\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.

H 2 O + NH 3 ⟶ OH − + NH 4 + {\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

2 MgO + SiO 2 ⟶ Mg 2 SiO 4 {\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.

2 H + + MgO ( s ) ⟶ Mg 2 + ( aq ) + H 2 O {\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]

SiO 2 ( s ) + 2 H 2 O ↽ − − ⇀ Si ( OH ) 4 ( solution ) {\displaystyle {\ce {SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4 (solution)}}}
Si ( OH ) 4 ↽ − − ⇀ Si ( OH ) 3 O − + H + {\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 кислотный оксид. Это важно в геохимии . [20]

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 . doi :10.1002/recl.19230420815.
  3. ^ Лоури, Т. М. (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. ^ ab 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. ^ ab Вамсер, Кристиан А. (1951-01-01). "Равновесия в системе трифторид бора—вода при 25°". Журнал Американского химического общества . 73 (1): 409– 416. Bibcode : 1951JAChS..73..409W. 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.
  20. ^ Оттонелло, Г; Моретти, Р. (2004). «Основность Lux-Flood бинарных силикатных расплавов». Science Direct . 65 ( 8– 9): 1609– 1614. Bibcode : 2004JPCS...65.1609O. doi : 10.1016/j.jpcs.2004.01.012 . Получено 2 января 2025 г.

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; Неф, 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.
Retrieved from "https://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Brønsted–Lowry_acid–base_theory&oldid=1269236226"