Back to chapter

15.1:

Browsted-Lowry Zuren en Basen

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Bronsted-Lowry Acids and Bases

Languages

Share

Een Arrhenius-zuur is een stof die een hydronium-ion produceert wanneer het in water wordt opgelost, en een Arrhenius-base is een stof die een OH⁻of hydroxide-ion produceert. Zoutzuur is een Arrhenius-zuur omdat het uiteenvalt in een hydronium-ion en een chloride-ion wanneer het in water wordt opgelost. Natriumhydroxide is een Arrhenius-base omdat het dissocieert in een natriumion en een hydroxide-ion wanneer het wordt opgelost in water.Deze definitie kan echter niet worden gebruikt om zuren en basen te beschrijven die zich niet in een waterige oplossing bevinden of basen die geen hydroxide-ionen bevatten. Een bredere definitie van Brønsted en Lowry definieert een zuur als een hydronium-ion of protondonor, terwijl een base een protonacceptor is. Wanneer zoutzuur wordt opgelost in water, werkt het als een zuur door een proton aan water te doneren, waardoor een hydronium-ion en een chloride-ion worden geproduceerd.Wanneer ammoniak wordt opgelost in water, fungeert het als een base en accepteert het een proton uit water, waarbij het een ammoniumion en een hydroxide-ion produceert. Een Brønsted-Lowry-zuur zal altijd reageren met een Brønsted-Lowry-base en vice versa. Wanneer een zuur, bijvoorbeeld azijnzuur, zijn proton afstaat, werkt water als base en accepteert het het proton.Azijnzuur wordt omgezet in een geconjugeerde base, acetaat, en water wordt omgezet in een geconjugeerd zuur, een hydronium-ion. Zuren en basen die van elkaar verschillen door de overdracht van een proton, worden geconjugeerde zuur-basenparen genoemd. In de omgekeerde reactie werkt het geconjugeerde zuur, hydronium, als een protondonor en zal de geconjugeerde base, acetaat, een proton accepteren.De sterkte van een zuur wordt bepaald door zijn vermogen om een proton af te staan, terwijl de sterkte van een base wordt bepaald door zijn vermogen om een proton te accepteren. Een sterker zuur zal eerder een proton afstaan dan een zwakker zuur. Evenzo staat een sterkere basis eerder een proton af dan een zwakkere basis.De sterkte van een zuur en zijn geconjugeerde base zijn omgekeerd evenredig. Een sterk zuur dissocieert volledig in oplossing en de resulterende geconjugeerde base is te zwak om een proton te accepteren. Hetzelfde geldt in het geval van een sterke base en zijn geconjugeerde zuur.Aan de andere kant dissocieert een zwak zuur gedeeltelijk in oplossing. De geconjugeerde base van een zwak zuur is ook relatief zwak;daarom zal een mengsel van het niet-gedissocieerde zwakke zuur en zijn zwakke geconjugeerde base in evenwicht aanwezig zijn. Hetzelfde fenomeen doet zich voor in het geval van een zwakke base en zijn zwak geconjugeerd zuur.

15.1:

Browsted-Lowry Zuren en Basen

The acid-base reaction class has been studied for quite some time. In 1680, Robert Boyle reported traits of acid solutions that included their ability to dissolve many substances, to change the colors of certain natural dyes, and to lose these traits after coming in contact with alkali (base) solutions. In the eighteenth century, it was recognized that acids have a sour taste, react with limestone to liberate a gaseous substance (now known to be CO2), and interact with alkalis to form neutral substances. In 1815, Humphry Davy contributed greatly to the development of the modern acid-base concept by demonstrating that hydrogen is the essential constituent of acids. Around that same time, Joseph Louis Gay-Lussac concluded that acids are substances that can neutralize bases and that these two classes of substances can be defined only in terms of each other. The significance of hydrogen was reemphasized in 1884 when Svante Arrhenius defined an acid as a compound that dissolves in water to yield hydrogen cations (now recognized to be hydronium ions) and a base as a compound that dissolves in water to yield hydroxide anions.

Brønsted-Lowry Acids and Bases

Johannes Brønsted and Thomas Lowry proposed a more general description in 1923 in which acids and bases were defined in terms of the transfer of hydrogen ions, H+. (Note that these hydrogen ions are often referred to simply as protons, since that subatomic particle is the only component of cations derived from the most abundant hydrogen isotope, 1H.) A compound that donates a proton to another compound is called a Brønsted-Lowry acid, and a compound that accepts a proton is called a Brønsted-Lowry base. An acid-base reaction is, thus, the transfer of a proton from a donor (acid) to an acceptor (base).

The concept of conjugate pairs is useful in describing Brønsted-Lowry acid-base reactions (and other reversible reactions, as well). When an acid donates H+, the species that remains is called the conjugate base of the acid because it reacts as a proton acceptor in the reverse reaction. Likewise, when a base accepts H+, it is converted to its conjugate acid. The reaction between water and ammonia illustrates this idea as shown below.

 Eq1

In the forward direction, water acts as an acid by donating a proton to ammonia and subsequently becoming a hydroxide ion, OH, the conjugate base of water. The ammonia acts as a base in accepting this proton, becoming an ammonium ion, NH4+, the conjugate acid of ammonia. In the reverse direction, a hydroxide ion acts as a base in accepting a proton from ammonium ion, which acts as an acid.

Strong acids and bases dissociate completely in a solution. Their conjugate acids and bases are extremely weak and can not donate or accept the protons, respectively, to carry out the reverse reaction; therefore, reactions involving strong acids and bases essentially go to completion when in an aqueous solution. On the other hand, weak acids and bases partially dissociate in solutions and produce weak conjugate bases and acids, respectively. These weak conjugate acids or bases can carry out the reverse reaction, and thus reactions of weak acid and base reach an equilibrium depending upon the relative strengths of the weak acids and bases. To summarize, a stronger acid will produce the equally weaker conjugate base whereas a stronger base will produce the equally weaker conjugate acid and vice versa. Table 1 depicts the relation between different conjugate acid-base pairs.

Strong Acid Very Weak Conjugate Base
HCl Cl
HNO3 NO3
Weak Acid Weak Conjugate Base
HF F
NH4+ NH3
Very Weak Acid Strong Conjugate Base
OH O2−
CH4 CH3

Table 1: Relative strength of a few conjugate acid-base pairs.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 14.4 Brønsted-Lowry Acid and Bases.

Suggested Reading

  1. Story, David A. "Bench-to-bedside review: A brief history of clinical acid–base." Critical Care 8, no. 4 (2004): 253.