Bronsted Lowry skābju un bāzu teorija

Brønsted-Lowry skābes bāzes teorija (vai Bronsted Lowry teorija) identificē stiprās un vājās skābes un bāzes, pamatojoties uz to, vai suga pieņem vai ziedo protoni vai H⁺. Saskaņā ar teoriju skābe un bāze reaģē savā starpā, izraisot skābes veidošanos konjugāta bāze un bāze, lai izveidotu to konjugāta skābe apmainot protonu. Teoriju 1923. gadā patstāvīgi ierosināja Johannes Nicolaus Brønsted un Thomas Martin Lowry.

Būtībā Brønsted-Lowry skābes bāzes teorija ir vispārīga forma Arrēnija teorija skābju un bāzu daudzums. Saskaņā ar Arrhenius teoriju, Arrhenius skābe ir tāda, kas var palielināt ūdeņraža jonu (H⁺) koncentrācija ūdens šķīdumā, savukārt Arrhenius bāze ir suga, kas var palielināt hidroksīda jonu (OH^-) koncentrācija ūdenī. Arrhenius teorija ir ierobežota, jo tā identificē tikai skābes bāzes reakcijas ūdenī. Bronsteda-Lerija teorija ir iekļaujošāka definīcija, kas spēj aprakstīt skābes bāzes izturēšanos plašākā diapazonā. Neatkarīgi no šķīdinātāja, kad protons tiek pārvietots no viena reaģenta uz otru, notiek Bronsted-Lowry skābes bāzes reakcija.

Galvenās izņemtās preces: Brønsted-Lowry skābju-bāzes teorija

• Bronsted-Lowry skābe ir ķīmiska viela, kas spēj dot protonu vai ūdeņraža katjonu.
• Bronsted-Lowry bāze ir ķīmiska suga, kas spēj pieņemt protonu. Citiem vārdiem sakot, tā ir suga, kurai ir vientuļais elektronu pāris pieejams savienošanai ar H⁺.
• Pēc tam, kad Bronsted-Lowry skābe ziedo protonu, tā veido savu konjugēto bāzi. Bronsted-Lowry bāzes konjugētā skābe veidojas, kad tā pieņem protonu. Konjugētās skābes-bāzes pārim ir tāda pati molekulārā formula kā sākotnējam skābes-bāzes pārim, izņemot skābi, kurai ir vēl viens H⁺ salīdzinot ar konjugāta bāzi.
• Spēcīgas skābes un bāzes tiek definētas kā savienojumi, kas pilnīgi jonizējas ūdenī vai ūdens šķīdumā. Vājas skābes un bāzes tikai daļēji disociējas.
• Saskaņā ar šo teoriju ūdens ir amfotērisks un var darboties gan kā Bronsted-Lowry skābe, gan Bronsted-Lowry bāze.

Atšķirībā no Arrhenius skābes un bāzēm, Bronsted-Lowry skābju-bāzes pāri var veidoties bez reakcija ūdens šķīdumā. Piemēram, amonjaks un ūdeņraža hlorīds var reaģēt, veidojot cietu amonija hlorīdu saskaņā ar šādu reakciju:

NH₃(g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)

Šajā reakcijā Bronsted-Lowry skābe ir HCl, jo tā ziedo ūdeņradi (protonu) NH₃, Bronsted-Lowry bāze. Tā kā reakcija nenotiek ūdenī un tāpēc, ka neviena reaģente neveido H⁺ vai OH^-, tā nebūtu skābes bāzes reakcija saskaņā ar Arrēnija definīciju.

Reakcijai starp sālsskābi un ūdeni ir viegli identificēt konjugēto skābes-bāzes pāri:

HCl (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ + Cl^-(aq)

Sālsskābe ir Bronsted-Lowry skābe, savukārt ūdens ir Bronsted-Lowry bāze. Sālsskābes konjugētā bāze ir hlorīda jons, savukārt konjugētā skābe ūdenim ir hidronija jons.

Kad tiek lūgts noteikt, vai ķīmiskajā reakcijā ir iesaistītas stiprās skābes vai bāzes vai vājās, tas palīdz aplūkot bultiņu starp reaģentiem un produktiem. Spēcīga skābe vai bāze pilnībā disociējas savos jonos, pēc reakcijas pabeigšanas nepaliekot nesaistītus jonus. Bulta parasti norāda no kreisās uz labo pusi.

No otras puses, vājās skābes un bāzes pilnībā nesadalās, tāpēc reakcijas bultiņa norāda gan uz kreiso, gan labo pusi. Tas norāda uz dinamiska līdzsvara izveidošanos, kurā vājā skābe vai bāze, kā arī tās disociētā forma paliek klāt šķīdumā.

Piemērs, ja vāji skābes etiķskābes disociācija, veidojot ūdenī hidronija jonus un acetāta jonus:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺(aq) + CH₃dūdot^-(aq)

Praksē jums var lūgt uzrakstīt reakciju, nevis to jums sniegt. Ir laba ideja atcerēties īso spēcīgo skābju saraksts un spēcīgas bāzes. Citas sugas, kas spēj pārnest protonu, ir vājas skābes un bāzes.

Daži savienojumi atkarībā no situācijas var darboties kā vāja skābe vai kā vāja bāze. Piemērs ir hidrogēnfosfāts, HPO₄^2-, kas ūdenī var darboties kā skābe vai bāze. Kad ir iespējamas dažādas reakcijas, līdzsvara konstantes un pH izmanto, lai noteiktu, kādā veidā notiks reakcija.