Bronsted Lowry Teori om syrer og baser

Brønsted-Lowry syre-basisteorien (eller Bronsted Lowry-teorien) identificerer stærke og svage syrer og baser baseret på, om arten accepterer eller donerer protoner eller H⁺. Ifølge teorien reagerer en syre og en base med hinanden, hvilket får syren til at danne dens konjugeret base og basen til at danne dens konjugatsyre ved at udveksle en proton. Teorien blev foreslået uafhængigt af Johannes Nicolaus Brønsted og Thomas Martin Lowry i 1923.

I det væsentlige er Brønsted-Lowry syre-base teori en generel form for Arrhenius-teorien af syrer og baser. I følge Arrhenius-teorien er en Arrhenius-syre en, der kan forøge hydrogenion (H⁺) koncentration i vandig opløsning, mens en Arrhenius-base er en art, der kan forøge hydroxidionen (OH^-) koncentration i vand. Arrhenius-teorien er begrænset, fordi den kun identificerer syre-base-reaktioner i vand. Bronsted-Lowry-teorien er en mere inkluderende definition, der er i stand til at beskrive syre-baseadfærd under en bredere række betingelser. Uanset opløsningsmidlet forekommer en Bronsted-Lowry syre-base-reaktion, hver gang en proton overføres fra den ene reaktant til den anden.

Key takeaways: Brønsted-Lowry Acid-Base Theory

• En Bronsted-Lowry syre er en kemisk art, der er i stand til at donere en proton eller brintkation.
• En Bronsted-Lowry-base er en kemisk art, der er i stand til at acceptere en proton. Med andre ord er det en art, der har en lone elektronpar tilgængelig for binding til H⁺.
• Når en Bronsted-Lowry-syre donerer en proton, danner den sin konjugatbase. Konjugatsyren fra en Bronsted-Lowry-base dannes, når den accepterer en proton. Konjugat-syre-baseparret har den samme molekylformel som det originale syre-basepar, bortset fra at syren har endnu en H⁺ sammenlignet med den konjugerede base.
• Stærke syrer og baser er defineret som forbindelser, der fuldstændigt ioniserer i vand eller vandig opløsning. Svage syrer og baser adskiller sig kun delvist.
• I henhold til denne teori er vand amfoterisk og kan fungere som både en Bronsted-Lowry-syre og Bronsted-Lowry-base.

I modsætning til Arrhenius syre og baser, kan Bronsted-Lowry syrer-basepar dannes uden a reaktion i vandig opløsning. For eksempel kan ammoniak og hydrogenchlorid reagere til dannelse af fast ammoniumchlorid ifølge den følgende reaktion:

NH₃(g) + HCI (g) → NH₄Cl (r)

I denne reaktion er Bronsted-Lowry-syren HCI, fordi den donerer et hydrogen (proton) til NH₃, Bronsted-Lowry-basen. Fordi reaktionen ikke forekommer i vand, og fordi ingen af ​​reaktanterne dannede H⁺ eller OH^-, ville dette ikke være en syre-basereaktion ifølge Arrhenius-definitionen.

For reaktionen mellem saltsyre og vand er det let at identificere konjugat-syre-basepar:

HCI (vandig) + H₂O (l) → H₃O⁺ + Cl^-(Aq)

Saltsyre er Bronsted-Lowry syre, mens vand er Bronsted-Lowry-basen. Konjugatbasen for saltsyre er chloridion, mens konjugatsyren for vand er hydroniumionen.

Når det bliver bedt om at identificere, om en kemisk reaktion involverer stærke syrer eller baser eller svage, hjælper det med at se på pilen mellem reaktanterne og produkterne. En stærk syre eller base dissocieres fuldstændigt i dets ioner, idet der ikke efterlades nogen ikke-dissocierede ioner, efter at reaktionen er afsluttet. Pilen peger typisk fra venstre mod højre.

På den anden side dissocierer svage syrer og baser ikke helt, så reaktionspilen peger både til venstre og højre. Dette indikerer, at der etableres en dynamisk ligevægt, hvori den svage syre eller base og dens dissocierede form begge forbliver til stede i opløsningen.

Et eksempel, hvis dissociationen af ​​den svage sure eddikesyre til dannelse af hydroniumioner og acetationer i vand:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺(aq) + CH₃COO^-(Aq)

I praksis kan du blive bedt om at skrive en reaktion i stedet for at have givet den til dig. Det er en god ide at huske det korte liste over stærke syrer og stærke baser. Andre arter, der er i stand til protonoverførsel, er svage syrer og baser.

Nogle forbindelser kan fungere som enten en svag syre eller en svag base, afhængigt af situationen. Et eksempel er hydrogenphosphat, HPO₄^2-, der kan fungere som en syre eller en base i vand. Når forskellige reaktioner er mulige, bruges ligevægtskonstanterne og pH-værdien til at bestemme, hvordan reaktionen vil fortsætte.