15.1: Kwasy i zasady Bronsteda-Lowry'ego

Klasa reakcji kwasowo-zasadowej jest badana od dłuższego czasu. W 1680 roku Robert Boyle opisał cechy roztworów kwasów, które obejmowały ich zdolność do rozpuszczania wielu substancji, zmiany kolorów niektórych naturalnych barwników i utraty tych cech po kontakcie z roztworami alkaliów (zasad). W XVIII wieku uznano, że kwasy mają kwaśny smak, reagują z wapieniem, uwalniając substancję gazową (obecnie znaną jako CO₂ ) i oddziałują z zasadami, tworząc substancje obojętne. W 1815 roku Humphry Davy w znacznym stopniu przyczynił się do rozwoju nowoczesnej koncepcji kwasowo-zasadowej, wykazując, że wodór jest niezbędnym składnikiem kwasów. Mniej więcej w tym samym czasie Joseph Louis Gay-Lussac doszedł do wniosku, że kwasy są substancjami, które mogą neutralizować zasady i że te dwie klasy substancji można zdefiniować tylko w odniesieniu do siebie. Znaczenie wodoru zostało ponownie podkreślone w 1884 roku, kiedy Svante Arrhenius zdefiniował kwas jako związek, który rozpuszcza się w wodzie, dając kationy wodoru (obecnie uznawane za jony hydroniowe), a zasadę jako związek, który rozpuszcza się w wodzie, dając aniony wodorotlenkowe.

Kwasy i zasady Brønsted-Lowry

Johannes Brønsted i Thomas Lowry zaproponowali bardziej ogólny opis w 1923 roku, w którym kwasy i zasady zostały zdefiniowane w kategoriach przenoszenia jonów wodorowych, H⁺. (Zauważmy, że te jony wodorowe są często określane po prostu jako protony, ponieważ ta subatomowa cząstka jest jedynym składnikiem kationów pochodzących z najobficiej występującego izotopu wodoru, ¹H.) Związek, który przekazuje proton innemu związkowi, nazywany jest kwasem Brønsteda-Lowry'ego, a związek, który akceptuje proton, nazywany jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego. Reakcja kwasowo-zasadowa to zatem przeniesienie protonu z donora (kwasu) do akceptora (zasady).

Pojęcie par sprzężonych jest przydatne w opisie reakcji kwasowo-zasadowych Brønsteda-Lowry'ego (a także innych odwracalnych reakcji). Kiedy kwas oddaje H⁺, gatunek, który pozostaje, nazywany jest sprzężoną zasadą kwasu, ponieważ reaguje jako akceptor protonów w odwrotnej reakcji. Podobnie, gdy zasada akceptuje H⁺, jest przekształcana w sprzężony kwas. Reakcja między wodą a amoniakiem ilustruje tę ideę, jak pokazano poniżej.

W kierunku do przodu woda działa jak kwas, oddając proton amoniakowi, a następnie stając się jonem wodorotlenkowym, OH⁻, sprzężoną zasadą wody. Amoniak działa jak zasada w przyjmowaniu tego protonu, stając się jonem amonowym, NH₄⁺, sprzężonym kwasem amoniaku. W odwrotnym kierunku jon wodorotlenkowy działa jak zasada, przyjmując proton z jonu amonowego, który działa jak kwas.

Mocne kwasy i zasady całkowicie dysocjują w roztworze. Ich sprzężone kwasy i zasady są niezwykle słabe i nie mogą odpowiednio oddać ani przyjąć protonów w celu przeprowadzenia odwrotnej reakcji; Dlatego reakcje z udziałem mocnych kwasów i zasad zasadniczo przechodzą do końca w roztworze wodnym. Z drugiej strony słabe kwasy i zasady częściowo dysocjują w roztworach i wytwarzają odpowiednio słabe sprzężone zasady i kwasy. Te słabe sprzężone kwasy lub zasady mogą przeprowadzać reakcję odwrotną, a zatem reakcje słabego kwasu i zasady osiągają równowagę w zależności od względnej siły słabych kwasów i zasad. Podsumowując, mocniejszy kwas wytworzy równie słabszą sprzężoną zasadę, podczas gdy silniejsza zasada wytworzy równie słabszy sprzężony kwas i odwrotnie. Tabela 1 przedstawia zależność między różnymi sprzężonymi parami kwasowo-zasadowymi.

Tabela 1: Względna wytrzymałość kilku sprzężonych par kwasowo-zasadowych.

Ten tekst jest adaptacją Openstax, Chemia 2e, Sekcja 14.4 Kwas i zasady Brønsteda-Lowry'ego.

Kwas Arrheniusa to substancja, która po rozpuszczeniu w wodzie wytwarza jon wodorowy, a zasada Arrheniusa to substancja, która wytwarza jon OH− lub jon wodorotlenkowy.

Kwas solny jest kwasem Arrheniusa, ponieważ po rozpuszczeniu w wodzie dysocjuje na jon wodorowy i jon chlorkowy. Wodorotlenek sodu jest zasadą Arrheniusa, ponieważ po rozpuszczeniu w wodzie dysocjuje na jon sodu i jon wodorotlenkowy.

Definicja ta nie może być jednak stosowana do opisu kwasów i zasad, które nie znajdują się w roztworze wodnym lub zasad, które nie zawierają jonów wodorotlenkowych.

Szersza definicja Brønsteda i Lowry'ego definiuje kwas jako donor jonów wodorowych lub protonów, podczas gdy zasada jest akceptorem protonów.

Kiedy kwas solny rozpuszcza się w wodzie, działa jak kwas, oddając proton wodzie, wytwarzając jon hydroniowy i jon chlorkowy. Kiedy amoniak rozpuszcza się w wodzie, działa jak zasada i przyjmuje proton z wody, wytwarzając jon amonowy i jon wodorotlenkowy.

Kwas Brønsteda-Lowry'ego zawsze będzie reagował z zasadą Brønsted-Lowry'ego i odwrotnie. Gdy kwas, na przykład kwas octowy, oddaje swój proton, woda działa jak zasada i przyjmuje proton. Kwas octowy jest przekształcany w sprzężoną zasadę, octan, a woda jest przekształcana w sprzężony kwas, jon hydroniowy.

Kwasy i zasady, które różnią się od siebie ze względu na przenoszenie protonu, nazywane są sprzężonymi parami kwasowo-zasadowymi. W reakcji odwrotnej sprzężony kwas, hydroni, działa jako donor protonów, a sprzężona zasada, octan, zaakceptuje proton.

Siła kwasu zależy od jego zdolności do oddawania protonu, podczas gdy siła zasady zależy od jej zdolności do przyjęcia protonu. Silniejszy kwas jest bardziej skłonny do oddania protonu niż słabszy kwas. Podobnie, silniejsza zasada jest bardziej skłonna zaakceptować proton niż słabsza zasada.

Siła kwasu i jego sprzężona zasada są odwrotnie powiązane. Mocny kwas dysocjuje całkowicie w roztworze, a powstała sprzężona zasada jest zbyt słaba, aby przyjąć proton. To samo dotyczy mocnej zasady i jej sprzężonego kwasu.

Z drugiej strony słaby kwas częściowo dysocjuje w roztworze. Sprzężona zasada słabego kwasu jest również stosunkowo słaba; Dlatego mieszanina niezdysocjowanego słabego kwasu i jego słabej sprzężonej zasady będzie obecna w równowadze. To samo zjawisko występuje w przypadku słabej zasady i jej słabego sprzężonego kwasu.