ART

 

EVENTS

\( \require{mhchem} \)

Η θεωρία των Μπρόνστεντ-Λόρι (Brønsted–Lowry) είναι μια θεωρία αντίδρασης οξέος-βάσης που προτάθηκε ανεξάρτητα από τους Γιοχάνες Νίκολαους Μπρόνστεντ και Τόμας Μάρτιν Λόρι το 1923. Η βασική ιδέα αυτής της θεωρίας είναι ότι όταν ένα οξύ και μια βάση αντιδρούν μεταξύ τους, το οξύ σχηματίζει τη συζυγή βάση του και η βάση σχηματίζει το συζυγές της οξύ ανταλλάσσοντας ένα πρωτόνιο (το υδογονοκατιόν, ή H+). Αυτή η θεωρία είναι η γενίκευση της θεωρίας του Αρρένιους.

Ορισμοί οξέων και βάσεων

Στην θεωρία του Αρρένιους τα οξέα ορίζονται ως οι ουσίες που διίστανται σε υδατικό διάλυμα για να δώσουν H+ (υδρογονοϊόντα). Οι βάσεις ορίζονται ως οι ουσίες που διίστανται σε υδατικό διάλυμα για να δώσουν OH− (ιόντα υδροξειδίου).[1]

Το 1923 οι φυσικοχημικοί Γιοχάνες Μπρόνστεντ στη Δανία και Τόμας Μάρτιν Λόρι στην Αγγλία πρότειναν, ανεξάρτητα, τη θεωρία που φέρει το όνομά τους.[2][3][4] Στη θεωρία οξέων και βάσεων των Μπρόνστεντ-Λόρι, τα οξέα και οι βάσεις ορίζονται σύμφωνα με τον τρόπο που αντιδρούν μεταξύ τους, που γενικεύει την προηγούμενη θεωρία του Αρρένιους. Ο ορισμός εκφράζεται με όρους μιας παράστασης ισορροπίας ως:

οξύ + βάση είναι σε ισορροπία με συζυγής βάση + συζυγές οξύ.

Με ένα οξύ, HA, η εξίσωση μπορεί να γραφτεί συμβολικά ως:

HA + B είναι σε ισορροπία με A− + HB+

Το σύμβολο της ισορροπίας, είναι σε ισορροπία με, χρησιμοποιείται επειδή η αντίδραση μπορεί να λάβει χώρα και προς τις δυο κατευθύνσεις. Το οξύ, HA, μπορεί να χάσει ένα πρωτόνιο για να γίνει η συζυγής του βάση, A−. Η βάση, B, μπορεί να δεχτεί ένα πρωτόνιο για να γίνει το συζυγές της οξύ, HB+. Οι περισσότερες αντιδράσεις οξέος-βάσεις είναι γρήγορες, έτσι ώστε τα συστατικά της αντίδρασης είναι συνήθως σε δυναμική ισορροπία μεταξύ τους.[5]

Υδατικά διαλύματα

Ας θεωρήσουμε την ακόλουθη αντίδραση οξέος-βάσης:

CH3COOH + H2O είναι σε ισορροπία με CH3COO− + H3O+

Το αιθανικό οξύ, CH3COOH, είναι οξύ επειδή δίνει ένα πρωτόνιο στο νερό (H2O) και γίνεται η συζυγής του βάση, το αιθανικό ιόν (CH3COO−). Το H2O είναι μια βάση, επειδή δέχεται ένα πρωτόνιο από το CH3COOH και γίνεται το συζυγές του οξύ, το ιόν υδροξωνίου, (H3O+).[6]

Η αντίστροφη αντίδραση οξέος-βάσης είναι επίσης μια αντίδραση οξέος-βάσης, μεταξύ του συζυγούς οξέος της βάσης στην πρώτη αντίδραση και της συζυγούς βάσης του οξέος. Στο παραπάνω παράδειγμα, το αιθανικό ιόν είναι η βάση της αντίστροφης αντίδρασης και το ιόν του υδροξωνίου είναι το οξύ.

H3O+ + CH3COO− είναι σε ισορροπία με CH3COOH + H2O

Η δύναμη της θεωρίας των Μπρόνστεντ-Λόρι έγκειται στο ότι, σε αντίθεση με τη θεωρία Αρρένιους, δεν απαιτείται ένα οξύ για να διασταθεί.

Επαμφοτερίζουσες ουσίες
Η επαμφοτερίζουσα φύση του νερού

Η ουσία της θεωρίας των Μπρόνστεντ-Λόρι είναι ότι ένα οξύ υπάρχει ως τέτοιο, μόνο σε σχέση με μια βάση και αντίστροφα. Το νερό είναι επαμφοτερίζον επειδή μπορεί να δράσει ως οξύ ή ως βάση. Στην εικόνα που εμφανίζεται στα δεξιά, ένα μόριο H2O δρα ως βάση και αποκτά ένα H+ για να γίνει H3O+, ενώ το άλλο δρα ως οξύ και χάνει ένα H+ για να γίνει OH−.

Ένα άλλο παράδειγμα δίνεται από ουσίες όπως το υδροξείδιο του αργιλίου, Al(OH)3.

Al(OH)3 + OH− είναι σε ισορροπία με Al(OH)4− , που δρα ως οξύ
3H+ + Al(OH)3 είναι σε ισορροπία με 3H2O + Al3+(aq), που δρα ως βάση

Μη υδατικά διαλύματα

v

Σύγκριση με τη θεωρία οξέος-βάσης του Λιούις (Lewis)

Την ίδια χρονιά που οι Μπρόνστεντ και Λόρι εδημοσίευσαν τη θεωρία τους, ο Γκίλμπερτ Λιούις πρότεινε μια εναλλακτική θεωρία αντιδράσεων οξέος-βάσης. Η θεωρία του Λιούις βασίζεται στην ηλεκτρονιακή δομή. Μια βάση Λιούις ορίζεται ως μια ένωση που μπορεί να δώσει ένα ηλεκτρονιακό ζεύγος σε ένα οξύ Λιούις, δηλαδή σε μια ένωση που μπορεί να δεχτεί ένα ηλεκτρονιακό ζεύγος.[10][11] Η πρόταση του Λιούις δίνει μια εξήγηση στην ταξινόμηση των Μπρόνστεντ-Λόρι με όρους ηλεκτρονιακής δομής.

A-H + B: είναι σε ισορροπία με A:− + B-H+

Σε αυτήν την αναπαράσταση και η βάση B και η συζυγής βάση A−, φαίνονται να μεταφέρουν ένα μονήρες ζεύγος ηλεκτρονίων και το πρωτόνιο, που είναι οξύ Λιούς, μεταφέρεται μεταξύ τους.

Σύμπλοκο αμμωνίας και τριφθοριούχου βρωμίου

Ο Λιούις αργότερα έγραψε "Ο περιορισμός της ομάδας των οξέων σε εκείνες τις ουσίες που περιέχουν υδρογόνο, παρεμποδίζει τόσο σοβαρά τη συστηματική κατανόηση της χημείας όπως και ο περιορισμός του όρου οξειδωτικά σώματα σε ουσίες που περιέχουν οξυγόνο."[11] Στη θεωρία του Λιούις ένα οξύ A και μια βάση B:, σχηματίζουν ένα σύμπλοκο, AB, στο οποίο το ηλεκτρονιακό ζεύγος χρησιμοποιείται για να σχηματίσει έναν δοτικό ομοιοπολικό δεσμό μεταξύ A και B. Αυτό φαίνεται με τον σχηματισμό του συμπλόκου H3N-BF3 από αμμωνία και τριφθοριούχο βόριο, μια αντίδραση που δεν μπορεί να συμβεί σε υδατικό διάλυμα, επειδή το τριφθοριούχο βόριο αντιδρά βίαια με το νερό με μια αντίδραση υδρόλυσης.

BF3 + 3H2O → B(OH)3 + 3HF
HF είναι σε ισορροπία με H+ + F−

Αυτές οι αντιδράσεις δείχνουν ότι το BF3 είναι ένα οξύ και κατά Λιούις και και κατά Μπρόνστεντ-Λόρι και τονίζουν τη συνοχή μεταξύ των δύο θεωριών.

Το βορικό οξύ αναγνωρίζεται ως οξύ Λιούις λόγω της αντίδρασης

B(OH)3 + H2O είναι σε ισορροπία με B(OH)4− + H+

Σε αυτήν την περίπτωση, το οξύ δεν διίσταται, είναι η βάση H2O που διίσταται. Ένα διάλυμα του B(OH)3 είναι όξινο, επειδή τα ιόντα υδρογόνου απελευθερώνονται σε αυτήν την αντίδραση.

Υπάρχει ισχυρή ένδειξη ότι αραιά υδατικά διαλύματα της αμμωνίας περιέχουν αμελητέες ποσότητες από το ιόν αμμωνίου

H2O + NH3 ≠ OH− + NH4+

και όταν διαλύεται στο νερό, η αμμωνία λειτουργεί ως μια βάση Λιούις.[12]

Παραπομπές

Myers, Richard (2003). The Basics of Chemistry. Greenwood Publishing Group. σελίδες 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7.
Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Chemistry: Principles and Reactions. Cengage Learning. σελ. 433. ISBN 1-133-38694-6.
Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). General Chemistry, Enhanced Edition. Cengage Learning. σελίδες 644–645. ISBN 0-538-49752-1.
Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Chemistry. Cengage Learning. σελ. 350. ISBN 1-133-61066-8.
Lew, Kristi (2009). Acids and Bases. Infobase Publishing,. ISBN 9780791097830.
Patrick, Graham (2012). Instant Notes in Organic Chemistry. Taylor & Francis. σελ. 76. ISBN 978-1-135-32125-3.
Holliday, A.K.; Massy, A.G. (1965). Inorganic Chemistry in Non-Aqueous Solvents. Pergamon Press.
«Bordwell pKa Table (Acidity in DMSO)». Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 9 Οκτωβρίου 2008. Ανακτήθηκε στις 2 Νοεμβρίου 2008.
Waddington, T.C. (1965). Non-Aqueous Solvent Systems. New York: Academic Press.
Miessler, G. L., Tarr, D. A., (1991) "Inorganic Chemistry" 2nd ed. Pearson Prentice-Hall pp. 170–172
Hall, Norris F. (March 1940). «Systems of Acids and Bases». Journal of Chemical Education 17 (3): 124–128. doi:10.1021/ed017p124. Bibcode: 1940JChEd..17..124H.
Πρότυπο:Housecroft2nd

Εγκυκλοπαίδεια Χημείας

Κόσμος

Αλφαβητικός κατάλογος

Hellenica World - Scientific Library

Από τη ελληνική Βικιπαίδεια http://el.wikipedia.org . Όλα τα κείμενα είναι διαθέσιμα υπό την GNU Free Documentation License