Bronsted Lowry savak és bázisok elmélete

A Brønsted-Lowry sav-bázis elmélet (vagy Bronsted Lowry elmélet) azonosítja erős és gyenge savak és annak alapján, hogy a faj elfogad-e vagy adományoz-e protonok vagy H⁺. Az elmélet szerint egy sav és bázis reagálnak egymással, így a sav képződik konjugált bázis és az alapot annak kialakításához konjugált sav protoncserével. Az elméletet Johannes Nicolaus Brønsted és Thomas Martin Lowry 1923-ban önállóan javasolta.

Lényegében a Brønsted-Lowry sav-bázis elmélet egy általános formája az Arrhenius elmélet savak és bázisok. Az Arrhenius elmélet szerint az Arrhenius sav növelheti a hidrogéniont (H⁺) koncentrációja vizes oldatban, míg az Arrhenius-bázis olyan faj, amely növelheti a hidroxid-ion (OH^-) koncentráció vízben. Az Arrhenius-elmélet korlátozott, mivel csak a sav-bázis reakciókat azonosítja vízben. A Bronsted-Lowry elmélet egy befogadóbb meghatározás, amely képes a sav-bázis viselkedését a körülmények szélesebb körében leírni. Az oldószertől függetlenül Bronsted-Lowry sav-bázis reakció fordul elő, amikor egy protont az egyik reagensből a másikba szállítanak.

Kulcsszavak: Brønsted-Lowry sav-bázis elmélet

• A Bronsted-Lowry sav olyan vegyi faj, amely proton vagy hidrogén-kation adományozására képes.
• A Bronsted-Lowry bázis egy proton elfogadására képes kémiai faj. Más szavakkal: egy fajnak van a magányos elektron pár elérhető H-hez kötéséhez⁺.
• Miután egy Bronsted-Lowry sav donorolt ​​egy protont, az alkotja a konjugált bázist. A Bronsted-Lowry bázis konjugált savja proton elfogadása után képződik. A konjugált sav-bázis pár ugyanazzal a molekulaképlettel rendelkezik, mint az eredeti sav-bázis pár, azzal a különbséggel, hogy a savnak még egy H⁺ összehasonlítva a konjugált bázissal.
• Az erős savakat és bázisokat olyan vegyületekként definiáljuk, amelyek vízben vagy vizes oldatban teljesen ionizálódnak. A gyenge savak és bázisok csak részben disszociálódnak.
• Ezen elmélet szerint a víz amfoter és Bronsted-Lowry savsav és Bronsted-Lowry bázisként is szolgálhat.

Az Arrhenius savtól és bázisoktól eltérően, Bronsted-Lowry savak-bázis párok képezhetnek a nélkül reakció vizes oldatban. Például az ammónia és a hidrogén-klorid reagálhat szilárd ammónium-klorid kialakulására a következő reakció szerint:

NH₃(g) + sósav (g) → NH₄Cl (ek)

Ebben a reakcióban a Bronsted-Lowry sav sósav, mivel hidrogént (protont) NH-ként adományoz₃, a Bronsted-Lowry bázis. Mivel a reakció nem fordul elő vízben, és mivel egyik reagens sem képez H-t⁺ vagy OH^-, ez az Arrhenius meghatározása szerint nem lenne sav-bázis reakció.

A sósav és a víz reakciójához könnyű azonosítani a konjugált sav-bázis párokat:

HCI (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ + Cl^-(Aq)

A sósav a Bronsted-Lowry sav, míg a víz a Bronsted-Lowry bázis. A sósav konjugált bázisa a klorid-ion, míg a vízhez konjugált sav a hidrónium-ion.

Ha arra kérjük, hogy azonosítsa, vajon a kémiai reakcióban erős savak vagy bázisok vannak-e, vagy gyengeek, segít megnézni a reagensek és a termékek közötti nyilat. Az erős sav vagy bázis teljesen disszociálódik ionjaiba, és a reakció befejezése után nem marad független ionok. A nyíl jellemzően balról jobbra mutat.

Másrészt a gyenge savak és bázisok nem teljes mértékben disszociálnak, tehát a reakció nyíl balra és jobbra mutat. Ez azt jelzi, hogy létrejött egy dinamikus egyensúly, amelyben a gyenge sav vagy bázis, valamint disszociált formája egyaránt jelen van az oldatban.

Példa arra, hogy a gyenge sav ecetsav disszociációja vízben hidrónium-és acetátionokká alakul-e:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌H₃O⁺(aq) + CH₃TURBÉKOL^-(Aq)

A gyakorlatban felkérhetik Önt, hogy írjon meg egy reakciót, ahelyett, hogy megadta volna neked. Nagyon jó ötlet emlékezni a rövidre az erős savak listája és erős bázisok. Más protonátvitelre képes fajok a gyenge savak és bázisok.

Egyes vegyületek a helyzettől függően gyenge savként vagy gyenge bázisként is működhetnek. Példa erre a hidrogén-foszfát, HPO₄^2-, amely savként vagy bázisként működhet a vízben. Ha különböző reakciók lehetséges, az egyensúlyi állandókat és a pH-t használják annak meghatározására, hogy a reakció milyen módon folytatódik.