Główna zawartość

Kwasy i zasady Brønsteda-Lowry'ego

Kluczowe informacje

Kwas Brønsteda-Lowry'ego to każda substancja mogąca odłączyć od siebie proton— $H^{+}$ ‍.
Zasada Brønsteda-Lowry'ego to każda substancja mogąca przyłączyć do siebie proton, co wymaga wolnej pary elektronów, aby uformować wiązanie z $H^{+}$ ‍.
Woda posiada właściwości amfoteryczne, czyli może być zarówno kwasem Brønsteda-Lowry'ego jak i zasadą Brønsteda-Lowry'ego.
Mocne kwasy i zasady w roztworze wodnym rozpadają się na jony całkowicie, natomiast słabe kwasy i zasady rozpadają się tylko częściowo.
Sprzężona zasada dla kwasu Brønsteda-Lowry'ego to substancja, która powstaje kiedy ten kwas przekazuje proton. Sprzężony kwas dla zasady Brønsteda-Lowry'ego to substancja, która powstaje kiedy zasada przyjmuje proton.
Dwie substancje w sprzężonej parze kwas-zasada mają ten sam wzór chemiczny, z tą różnicą, że kwas ma dodatkowy $H^{+}$ ‍ w stosunku do sprzężonej zasady.

Wprowadzenie

W poprzednim artykule o teorii zasad i kwasów Arrheniusa, dowiedzieliśmy się, że kwas Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów

H^{+}

w wodnym roztworze, a zasada Arrheniusa to dowolna substancja chemiczna, która zwiększa stężenie jonów

{OH}^{-}

w wodnym roztworze. Głównym ograniczeniem teorii Arrheniusa jest to, że możemy za jej pomocą opisać tylko zachowanie kwasów i zasad w wodzie. W tym artykule zapoznamy się z bardziej ogólną teorią Brønsteds-Lowry'ego, którą można zastosować do szerszego zakresu reakcji chemicznych.

Teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego

Teoria Brønsteda-Lowry'ego opisuje relacje kwas-zasada w kategoriach zdolności do przekazania protonu między substancjami chemicznymi. Kwas Brønsteda-Lowry'ego to każda substancja, która może przekazać proton,

H^{+}

, a zasada to każda substancja która może przyjąć proton. Pod względem struktury chemicznej, oznacza to, że kwas Brønsteda-Lowry'ego musi zawierać wodór, który może dysocjować jako

H^{+}

. Aby przyjąć proton, zasada Brønsteda-Lowry'ego musi posiadać co najmniej jedną parę wolnych elektronów aby uformować nowe wiązanie z protonem.

Wykorzystując definicję Brønsteda-Lowry'ego, reakcja kwas-zasada to każda reakcja, w której proton jest przekazywany z kwasu do zasady. Możemy wykorzystać definicję Brønsteda-Lowry'ego aby omówić reakcje kwas-zasada w każdym rozpuszczalniku, a także te zachodzące w stanie gazowym. Na przykład w reakcji amoniaku w stanie gazowym,

{NH}_{3} (g)

, z gazowym chlorkiem wodoru,

H Cl (g)

, powstaje chlorek amonu w stanie stałym,

{NH}_{4} Cl (s)

${NH}_{3} (g) + H Cl (g) \to N H_{4} Cl (s)$ ‍

Ta reakcja może być również zapisana wykorzystując struktury Lewisa substratów i produktów, tak jak poniżej:

W tej reakcji,

H Cl

przekazuje swój proton—kolor niebieski—do

{NH}_{3}

. Dlatego,

HCl

pełni rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego. Ponieważ

{NH}_{3}

ma wolną parę wiązań, którą wykorzystuje do przyjęcia protonu,

{NH}_{3}

jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego.

Weź pod uwagę, że zgodnie z teorią Arrheniusa, powyższa reakcja nie jest reakcją kwas-zasada, ponieważ żadna z tych substancji nie wytwarza jonu

H^{+}

czy

{OH}^{-}

w wodzie. Jednak, ta reakcja

-

dzięki której doszło do transferu protonu z

HCl

{NH}_{3}

aby utworzyć

{NH}_{4} Cl

-

jest bardzo podobna do tego, co by zaszło w roztworze wodnym.

Aby oswoić się z tymi definicjami, przeanalizujmy kilka przykładów.

Rozpoznawanie kwasów i zasad Brønstededa-Lowry'ego

W reakcji kwasu azotowego i wody, kwas azotowy,

{HNO}_{3}

, przekazuje proton - na niebiesko - wodzie, więc jest kwasem Brønsteda-Lowry'ego.

$H {NO}_{3} (a q) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q) + {NO}_{3}^{-} (a q)$ ‍

Ponieważ woda przyjmuje proton od kwasu azotowego i tworzy

H_{3} O^{+}

, to woda pełni rolę zasady Brønsteda-Lowry'ego. Ta reakcja silnie sprzyja powstawaniu produktów, więc jest zapisana za pomocą strzałki w prawą stronę.

Spójrzmy teraz na reakcję amoniaku,

{NH}_{3}

, w wodzie:

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ N H_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

W tej reakcji, woda przekazuje jeden ze swoich protonów do amoniaku. Po przekazaniu protonu, woda staje się wodorotlenkiem,

{OH}^{-}

. Ponieważ woda w tej reakcji przekazuje proton, pełni rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego. Amoniak przyjmuje proton od wody i tworzy jon amonowy,

{NH}_{4}^{+}

. Dlatego amoniak pełni rolę zasady Brønsteda-Lowry'ego.

W poprzednich dwóch reakcjach widzimy, że woda może pełnić rolę zarówno zasady Brønsteda-Lowry'ego - w reakcji z kwasem azotowym - jak i kwasu Brønsteda-Lowry'ego - w reakcji z amoniakiem. Ponieważ woda ma zdolność zarówno przyjmowania jak i przekazywania protonów, nazywana jest substancją amfoteryczną lub amfiprotyczną, czyli może zachowywać się zarówno jak kwas Brønsteda-Lowry'ego jak i zasada Brønsteda-Lowry'ego.

Mocne i słabe kwasy: dysocjować czy nie dysocjować?

Mocny kwas to substancja która dysocjuje całkowicie na jony w roztworze wodnym. Przykładem mocnego kwasu jest kwas azotowy. W wodzie dysocjuje całkowicie formując jony hydroniowe,

H_{3} O^{+}

, oraz jony azotanowe,

{NO}_{3}^{-}

. Po zajściu reakcjo, nie ma żadnych niezdysocjowanych molekuł

{HNO}_{3}

w roztworze.

Z kolei słaby kwas nie dysocjuje całkowicie na jony składowe. Przykładem słabego kwasu jest kwas octowy,

{CH}_{3} COOH

, obecny w kuchennym occie. Kwas octowy w wodzie dysocjuje częściowo, formując jony hydroniowe i jony octanowe,

{CH}_{3} {COO}^{-}

${CH}_{3} COOH (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + {CH}_{3} {COO}^{-} (a q)$ ‍

Zauważ, że w tej reakcji strzałki wskazują obie strony:

⇋

. To wskazuje, że dysocjacja kwasu octowego cechuje się stanem równowagi dynamicznej, gdzie będzie występowała duża koncentracja cząsteczek kwasu octowego, obecnych jako neutralne cząsteczki

{CH}_{3} COOH

oraz takich zdysocjowanych na jony

H^{+}

{CH}_{3} {COO}^{-}

Roztwór wodny mocnego kwasu - lewa fiolka i słabego kwasu - prawa fiolka. (a) Kwas solny jest mocnym kwasem, który całkowicie dysocjuje w wodzie. (b) Kwas fluorowodorowy jest słabym kwasem który dysocjuje częściowo na jony fluorowe i protony

Często pojawia się pytanie: "Skąd wiesz czy to jest słaby czy mocny kwas?". To jest bardzo dobre pytanie. Można odpowiedzieć krótko, że jest zaledwie garstka mocnych kwasów, a wszystkie inne są uznawane za słabe kwasy. Po zapoznaniu się z najczęściej występującymi mocnymi kwasami, można z łatwością zidentyfikować zarówno słabe jak i mocne kwasy w zadaniach chemicznych.

W tabelce poniżej zostały wymienione przykłady mocnych kwasów.

Najbardziej znane mocne kwasy

Nazwa	Wzór
Kwas solny	$HCl$ ‍
Kwas bromowodorowy	$HBr$ ‍
Kwas jodowodorowy	$HI$ ‍
Kwas siarkowy (VI)	$H_{2} {SO}_{4}$ ‍
Kwas azotowy (V)	${HNO}_{3}$ ‍
Kwas chlorowy (VII)	${HClO}_{4}$ ‍

Mocne i słabe zasady

Silna zasada to zasada która jonizuje całkowicie w roztworze wodnym, Przykładem silnej zasady jest wodorotlenek sodu,

NaOH

. W wodzie, wodorotlenek sodu dysocjuje całkowicie na jony sodu i jony wodorotlenkowe:

$NaOH (a q) \to {Na}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Dlatego, jak stworzymy roztwór wodorotlenku sodu w wodzie, to w roztworze będą obecne tylko jony

{Na}^{+}

{OH}^{-}

. Nie będzie żadnych niezdysocjowanych cząsteczek

NaOH

Spójrzmy teraz na amoniak,

{NH}_{3}

, w wodzie. Amoniak jest słabą zasadą, więc zdysocjuje częściowo w wodzie:

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Niektóre cząsteczki amoniaku przyjmują proton z wody, formując jony amonowe i jony wodorotlenkowe. Powstaje stan równowagi dynamicznej, gdzie cząsteczki amoniaku w sposób ciągły wymieniają się protonami z wodą, a jony amonowe w sposób ciągły przekazują protony z powrotem do jonów wodorotlenkowych. Główną substancją w roztworze jest niezjonizowany amoniak,

{NH}_{3}

, ponieważ amoniak przejmie protony z wody w małym stopniu.

Najczęściej spotykane silne zasady to głównie wodorotlenki Grupy 1 i Grupy 2.

Nawet substancje nierozpuszczalne w wodzie, takie jak

{Ca(OH)}_{2}

mogą być klasyfikowane, jako mocne zasady, ponieważ niewielki odsetek ich cząsteczek rozpuszcza się w wodzie i w pełni dysocjuje, tworząc jony

{OH}^{-}

Innym wytłumaczeniem tego zjawiska jest to, że całkowita rozpuszczalność nie jest wymagana do sklasyfikowania substancji, jako mocnej zasady. Jeśli część substancji znajduje się w roztworze i całkowicie zdysocjuje to możemy ją sklasyfikować, jako mocną zasadę.

Najczęściej spotykane słabe zasady to przede wszystkim neutralne związki zawierające azot takie jak amoniak, trimetyloamina i pirydyna.

Przykład 1: Zapisywanie reakcji kwas-zasada z jonem wodorofosforanowym

Jon wodorofosforanowy (V),

{HPO}_{4}^{2 -}

, może pełnić rolę słabej zasady lub słabego kwasu w roztworze wodnym.

Jak zapisać zbilansowane równanie reakcji jonu wodorofosforanowego pełniącego rolę słabej zasady w wodzie?

Ponieważ jon wodorofosforanowy pełni rolę zasady Brønsteda-Lowry'ego, woda musi pełnić rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego. To oznacza, że woda przekaże proton aby stworzyć wodorotlenek. Dodatkowy proton w jonie wodorofosforanowym tworzy

H_{2} {PO}_{4}^{-}

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H^{+} (a q) \to H_{2} {PO}_{4}^{-} (a q)$ ‍

Ponieważ jon wodorofosforanowy pełni w tym równaniu rolę słabej zasady, zastosujemy dwustronne strzałki,

⇌

, aby pokazać, że reakcja jest odwracalna. To daje następujące zbilansowane równanie reakcji jonu wodorofosforanowego, pełniącego rolę słabej zasady, w wodzie:

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{2} {PO}_{4}^{-} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

Skąd wiemy czy substancja taka jak jon wodorofosforanowy będzie się zachowywać jak kwas czy zasada? Odpowiadając krótko: kiedy możliwe są różne przebiegi reakcji, różne zbilansowane reakcje mają różne stałe równowagi. Który stan równowagi będzie preferowany zależy od takich czynników jak pH roztworu lub obecności innych substancji w roztworze. Przyjrzymy się temu zagadnieniu bliżej kiedy zapoznamy się z buforami i miareczkowaniem!

Sprawdzenie: Jak będzie wyglądało zbilansowane równanie jeżeli jon wodorofosforanowy będzie pełnił rolę słabego kwasu w roztworze wodnym?

Jeśli jon wodorofosforanowy pełni rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego, woda musi pełnić rolę zasady Brønsteda-Lowry'ego. Oznacza to, że woda otrzyma proton, aby stworzyć jon hydroniowy. Dodatkowo, utrata protonu przez jon wodorofosforanowy powoduje powstanie

{PO}_{4}^{3 -}

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) \to {PO}_{4}^{3 -} (a q) + H^{+} (a q)$ ‍

Ponieważ jon wodorofosforanowy pełni w tym równaniu rolę słabego kwasu, zastosujemy dwie różnostronne strzałki,

⇌

, aby pokazać, że reakcja jest odwracalna. Daje to następujące zbilansowane równanie reakcji:

${HPO}_{4}^{2 -} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {PO}_{4}^{3 -} (a q) + H_{3} O^{+} (a q)$ ‍

Sprzężone pary kwas-zasada

Teraz, jak już rozumiemy kwasy i zasad Brønsteda-Lowry'ego, możemy przejść do ostatniego zagadnienia w tym artykule: sprzężone pary kwas-zasada. W reakcji chemicznej kwas-zasada Brønsteda-Lowry'ego, sprzężonym kwasem jest substancja powstająca po tym jak zasada przyjmuje proton. Natomiast sprzężona zasada to substancja powstająca po tym jak kwas oddaje swój proton. Obie substancje mają taki sam wzór, z tą różnicą, że kwas ma jeden

H^{+}

więcej w porównaniu do sprzężonej zasady.

Przykład 2: Dysocjacja mocnego kwasu

Przyjrzyjmy się reakcji mocnego kwasu

HCl

z wodą:

$HCl (a q) + H_{2} O (l) \to H_{3} O^{+} (a q) + {Cl}^{-} (a q)$ ‍

kwas zasada kwas zasada

W tej reakcji,

HCl

przekazuje proton do wody, więc

HCl

pełni rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego. Jak

HCl

przekaże swój proton, formuje się jon

{Cl}^{-}

, więc

{Cl}^{-}

jest sprzężoną zasadą dla

HCl

$Sprzężona para 1 = HCl i {Cl}^{-}$ ‍

Ponieważ woda przyjmuje proton od

HCl

, woda pełni rolę zasady Brønsteda-Lowry'ego. Jak woda przyjmie proton, powstaje

H_{3} O^{+}

. Dlatego

H_{3} O^{+}

jest sprzężonym kwasem dla

H_{2} O

$Sprzężona para 2 = H_{2} O i H_{3} O^{+}$ ‍

Obie sprzężone pary w naszej reakcji zawierają jeden kwas Brønsteda-Lowry'ego i jedną zasadę Brønsteda-Lowry'ego; kwas i zasadą różnią się jednym protonem. Generalna zasada jest taka, że reakcje między zasadą i kwasem Brønsteda-Lowry'ego będą zawierały dwie sprzężone pary kwas-zasada.

Przykład 3: Jonizacja słabej zasady

Przyjrzyjmy się reakcji słabej zasady amonowej w wodzie:

${NH}_{3} (a q) + H_{2} O (l) ⇌ {NH}_{4}^{+} (a q) + {OH}^{-} (a q)$ ‍

zasada kwas kwas zasada

W tej reakcji amoniak przyjmuje proton od wody, więc pełni rolę zasady Brønsteda-Lowry'ego. Po przyjęciu protonu od wody, amoniak tworzy

{NH}_{4}^{+}

. Dlatego

{NH}_{4}^{+}

. jest sprzężonym kwasem dla amoniaku.

$Sprzężona para 1 = {NH}_{3} i {NH}_{4}^{+}$ ‍

Woda, oddając proton do amoniaku, przyjmuje rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego. Po przekazaniu swojego protonu do amoniaku, powstaje

{OH}^{-}

. Dlatego,

{OH}^{-}

jest sprzężoną zasadą dla wody.

$Sprzeżona para 2 = H_{2} O i {OH}^{-}$ ‍

Ponieważ amoniak jest słabą zasadą, jon amonowy może przekazać z powrotem proton do wodorotlenku aby znowu utworzyć amoniak i wodę. Zachodzi stan równowagi dynamicznej. Będzie tak przy wszystkich reakcjach słabych kwasów i zasad.

Podsumowanie

Kwas Brønsteda-Lowry'ego to każda substancja mogąca odłączyć od siebie proton— $H^{+}$ ‍.
Zasada Brønsteda-Lowry'ego to każda substancja mogąca przyłączyć do siebie proton, co wymaga wolnej pary elektronów, aby uformować wiązanie z $H^{+}$ ‍.
Woda posiada właściwości amfoteryczne, czyli może być zarówno kwasem Brønsteda-Lowry'ego jak i zasadą Brønsteda-Lowry'ego.
Mocne kwasy i zasady jonizują całkowicie w roztworze wodnym, natomiast słabe kwasy i zasady jonizują tylko częściowo w roztworze wodnym.
Sprzężoną zasadą kwasu Brønsteda-Lowry'ego jest substancja, która powstaje po tym jak kwas przekazuje proton. Sprzężonym kwasem zasady Brønsteda-Lowry'ego jest substancja, która powstaje po tym, jak zasada przyjmie proton.
Dwie substancje w sprzężonej parze kwas-zasada mają ten sam wzór chemiczny, z tą różnicą, że kwas ma dodatkowy $H^{+}$ ‍ w stosunku do sprzężonej zasady.

Źródła

Ten artykuł został napisany na podstawie następujących źródeł:

“Podstawowe informacje o kwasach i zasadach” UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
“Sprzężone ze pary kwasów i zasad” UC Davis ChemWiki, CC BY-NC-SA 3.0
"Definicje Arrheniusa" Boundless Learning, CC BY-SA 4.0

Zmodyfikowany artykuł może być używany zgodnie z licencją CC BY-NC-SA 4.0.

Dodatkowe źródła

Zumdahl, S.S., S. A. Zumdahl S.A. "Struktura Atomowa i Okresowość" Chemistry, 290-294. 6th ed. Boston, MA: Houghton Mifflin Company, 2003.

Kotz, J. C., P. m. Treichel, J. R. Townsend, and D. A. Treichel. "Koncept Zasad i Kwasów Brønsteda-Lowry'ego." Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition, 586-588. 9th ed. Stamford, CT: Cengage Learning, 2015.

Ćwiczenie 1: Rozpoznawanie reakcji kwas-zasada

W oparciu o teorię Brønsteda-Lowry'ego, które z następujących to reakcje kwas-zasada?

W reakcji

LiOH (a q) + HBr (a q) \to H_{2} O (l) + LiBr (a q)

HBr

jest donorem protony dla

LiOH

, więc pełni on funkcję kwasu Brønsteda-Lowry'ego.

LiOH

jest akceptorem protonu, a co za tym idzie zasadą Brønsteda-Lowry'ego.

W reakcji

2 {NH}_{3} ⇌ {NH}_{4}^{+} + {NH}_{2}^{-}

, jedna cząsteczka

{NH}_{3}

oddaje proton innej cząsteczce

{NH}_{3}

. Wynika z tego, że jedna cząsteczka

{NH}_{3}

pełni rolę kwasu Brønsteda-Lowry'ego, czyli donora protonu, a druga cząsteczka

{NH}_{3}

jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego tj. akceptora protonu. Ta reakcja jest przykładem zjawiska autojonizacji.

Ćwiczenie 2: Rozpoznawanie sprzężonych par kwas-zasada

Kwas fluorowodorowy,

HF

, jest słabym kwasem który dysocjuje w wodzie według poniższego równania:

$HF (a q) + H_{2} O (l) ⇌ H_{3} O^{+} (a q) + F^{-} (a q)$ ‍

Co jest sprzężoną zasadą do $HF$ ‍ w tej reakcji?

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Zaloguj się

Sortuj według

Na razie brak głosów w dyskusji

Rozumiesz angielski? Kliknij tutaj, aby zobaczyć więcej dyskusji na angielskiej wersji strony Khan Academy.

Chemia - program rozszerzony

Kurs: Chemia - program rozszerzony > Rozdział 12