Теория кислотно-основных отношений Бренстеда-Лоури

Кислоты и основания
Номер акцептора Кислота Кислотно-щелочная реакция Кислотно-щелочной гомеостаз Сила кислоты Функция кислотности Амфотерность База Буферные растворы Константа диссоциации Номер донора Равновесная химия Извлечение Функция кислотности Гаммета рН Сродство к протону Самоионизация воды Титрование Катализ кислот Льюиса Разочарованная пара Льюисов Хиральная кислота Льюиса модель ECW
Типы кислот
Бренстед–Лоури Льюис Минерал Органический Окись Сильный Суперкислоты Слабый Твердый
Базовые типы
Бренстед–Лоури Льюис Органический Окись Сильный Супербазы Ненуклеофильный Слабый
в т е

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 .

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]

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.

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 .

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

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

Ион водорода, или ион гидроксония, является кислотой Бренстеда-Лоури при растворении в H2O _, 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]

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

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.

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]

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

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.

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

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

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

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

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 ]}

• 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.