Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie – Wikipedia

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Chemische Theorie über Säuren und Basen

Das Brønsted-Lowry-Theorie (auch genannt Protonentheorie von Säuren und Basen[1]) ist eine Säure-Base-Reaktionstheorie, die 1923 unabhängig von Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry aufgestellt wurde.[2][3] Das grundlegende Konzept dieser Theorie ist, dass wenn eine Säure und eine Base miteinander reagieren, die Säure ihre konjugierte Base bildet und die Base ihre konjugierte Säure durch Austausch eines Protons (das Wasserstoffkation oder H+). Diese Theorie ist eine Verallgemeinerung der Arrhenius-Theorie.

Definitionen von Säuren und Basen[edit]

In der Arrhenius-Theorie werden Säuren als Substanzen definiert, die in wässriger Lösung zu H . dissoziieren+ (Wasserstoffionen), während Basen als Substanzen definiert sind, die in wässriger Lösung zu OH . dissoziieren− (Hydroxidionen).[4]

1923 schlugen die Physikochemiker Johannes Nicolaus Brønsted in Dänemark und Thomas Martin Lowry in England unabhängig voneinander die Theorie vor, die ihren Namen trägt.[5][6][7] In der Brønsted-Lowry-Theorie werden Säuren und Basen durch die Art und Weise definiert, wie sie miteinander reagieren, was eine größere Allgemeinheit ermöglicht. Die Definition wird durch einen Gleichgewichtsausdruck ausgedrückt

Säure + Base ⇌ konjugierte Base + konjugierte Säure.

Mit einer Säure, HA, kann die Gleichung symbolisch geschrieben werden als:

HA+B↽−−⇀EIN−+HB+{displaystyle {ce {HA + B <=> A- + HB+}}}

[8]

Wässrige Lösungen[edit]

Essigsäure, eine schwache Säure, gibt in einer Gleichgewichtsreaktion ein Proton (Wasserstoffion, grün hervorgehoben) an Wasser ab, um das Acetation und das Hydroniumion zu ergeben. Rot: Sauerstoff, Schwarz: Kohlenstoff, Weiß: Wasserstoff.

Betrachten Sie die folgende Säure-Base-Reaktion:

CH3COOH+H2Ö↽−−⇀CH3GURREN−+H3Ö+{displaystyle {ce {CH3 COOH + H2O <=> CH3 COO- + H3O+}}}

[9]

Die Umkehrung einer Säure-Base-Reaktion ist auch eine Säure-Base-Reaktion, zwischen der konjugierten Säure der Base in der ersten Reaktion und der konjugierten Base der Säure. Im obigen Beispiel ist Acetat die Base der Rückreaktion und Hydroniumion ist die Säure.

H3Ö++CH3GURREN−↽−−⇀CH3COOH+H2Ö{displaystyle {ce {H3O ^{+}+ CH3 COO- <=> CH3 COOH + H2O}}}

Amphotere Substanzen[edit]
Die amphotere Natur des Wassers

Die Essenz der Brønsted-Lowry-Theorie ist, dass eine Säure als solche nur in Bezug auf eine Base existiert, und und umgekehrt. Wasser ist amphoter, da es als Säure oder Base wirken kann. Im Bild rechts ist ein H .-Molekül2O fungiert als Basis und erhält H+ zu H . werden3Ö+während der andere als Säure wirkt und H . verliert+ OH . werden−.

Ein weiteres Beispiel liefern Substanzen wie Aluminiumhydroxid, Al(OH)3.

Al(OH)3+OH−↽−−⇀Al(OH)4−{displaystyle {ce {Al(OH)3 + OH- <=> Al(OH)^{-}4}}}

3H++Al(OH)3↽−−⇀3H2Ö+Al3+(aq){displaystyle {ce {3H+ + Al(OH)3<=> 3H2O + Al^{3+}(wässrig)}}}

Nichtwässrige Lösungen[edit]

Das Wasserstoffion oder Hydroniumion ist in wässrigen Lösungen eine Brønsted-Lowry-Säure, und das Hydroxidion ist aufgrund der Selbstdissoziationsreaktion eine Base

H2Ö+H2Ö↽−−⇀H3Ö++OH−{displaystyle {ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}

NH3+NH3↽−−⇀NH4++NH2−{displaystyle {ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2^{-}}}}

NH+
4, spielt in flüssigem Ammoniak die gleiche Rolle wie das Hydronium-Ion in Wasser und das Amid-Ion, NH−
2, ist analog zum Hydroxid-Ion. Ammoniumsalze verhalten sich wie Säuren und Amide wie Basen.[10]

Einige nichtwässrige Lösungsmittel können sich gegenüber Brønsted-Lowry-Säuren als Basen verhalten, d. h. als Protonenakzeptoren.

HA+S↽−−⇀EIN−+Sch+{displaystyle {ce {HA + S <=> A- + SH+}}}

[11] Tatsächlich verhalten sich viele Moleküle in nichtwässriger Lösung wie Säuren, die dies in wässriger Lösung nicht tun. Ein Extremfall tritt bei Carbonsäuren auf, bei denen ein Proton aus einer CH-Bindung extrahiert wird.

Einige nichtwässrige Lösungsmittel können sich wie Säuren verhalten. Ein saures Lösungsmittel erhöht die Basizität der darin gelösten Substanzen. Zum Beispiel die Verbindung CH3COOH wird wegen seines sauren Verhaltens in Wasser als Essigsäure bezeichnet. Es verhält sich jedoch wie eine Base in flüssigem Chlorwasserstoff, einem viel saureren Lösungsmittel.[12]

HCl+CH3COOH↽−−⇀Cl−+CH3C(OH)2+{displaystyle {ce {HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}

Vergleich mit Lewis-Säure-Base-Theorie[edit]

Im selben Jahr, in dem Brønsted und Lowry ihre Theorie veröffentlichten, schlug GN Lewis eine alternative Theorie der Säure-Base-Reaktionen vor. Die Lewis-Theorie basiert auf der elektronischen Struktur. Eine Lewis-Base ist definiert als eine Verbindung, die ein Elektronenpaar an eine Lewis-Säure abgeben kann, eine Verbindung, die ein Elektronenpaar aufnehmen kann.[13][14] Lewis’ Vorschlag erklärt die Brønsted-Lowry-Klassifikation in Bezug auf die elektronische Struktur.

HA+B↽−−⇀EIN−+BH+{displaystyle {ce {HA + B <=> A- + BH+}}}

Addukt von Ammoniak und Bortrifluorid

Lewis schrieb später in “Die Beschränkung der Gruppe der Säuren auf wasserstoffhaltige Stoffe stört das systematische Verständnis der Chemie ebenso gravierend wie die Beschränkung des Begriffs Oxidationsmittel auf sauerstoffhaltige Stoffe.”[14] In der Lewis-Theorie eine Säure, A, und eine Base, B:, bilden ein Addukt AB, in dem das Elektronenpaar verwendet wird, um eine dative kovalente Bindung zwischen A und B zu bilden. Dies wird durch die Bildung des Addukts H . veranschaulicht3N−BF3 aus Ammoniak und Bortrifluorid, eine Reaktion, die in wässriger Lösung nicht ablaufen kann, da Bortrifluorid in einer Hydrolysereaktion heftig mit Wasser reagiert.

BF3+3H2Ö⟶B(OH)3+3HF{displaystyle {ce {BF3 + 3H2O -> B(OH)3 + 3HF}}}

HF↽−−⇀H++F−{displaystyle {ce {HF <=> H+ + F-}}}

[citation needed]

Borsäure wird aufgrund der Reaktion als Lewis-Säure erkannt

B(OH)3+H2Ö↽−−⇀B(OH)4−+H+{displaystyle {ce {B(OH)3 + H2O <=> B(OH)4- + H+}}}

H2Ö+NH3⟶OH−+NH4+{displaystyle {ce {H2O + NH3 -> OH- + NH+4}}}

[15]

Vergleich mit der Lux-Flood-Theorie[edit]

Die Reaktionen zwischen Oxiden im festen oder flüssigen Zustand sind in der Brønsted-Lowry-Theorie nicht enthalten. Zum Beispiel die Reaktion

2MgO+SiO2⟶Mg2SiO4{displaystyle {ce {2MgO + SiO2 -> Mg2 SiO4}}}

2H++MgO(so)⟶Mg2+(aq)+2H2Ö{displaystyle {ce {2H+ + MgO(s) -> Mg^{2+}(aq) + 2H2O}}}

[16]
SiO2(so)+2H2Ö↽−−⇀Si(OH)4(Lösung){displaystyle {ce {SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4 (Lösung)}}}

Si(OH)4↽−−⇀Si(OH)3Ö−+H+{displaystyle {ce {Si(OH)4 <=> Si(OH)3O- + H+}}}

Verweise[edit]
  1. ^ “Brønsted-Lowry-Theorie | Chemie”. Enzyklopädie Britannica. Abgerufen 2021-03-07.
  2. ^ Brönsted, JN (1923). “Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen” [Some observations about the concept of acids and bases]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas. 42 (8): 718–728. mach:10.1002/rekl.19230420815.
  3. ^ Lowry, TM (1923). “Die Einzigartigkeit von Wasserstoff”. Zeitschrift der Gesellschaft für Chemische Industrie. 42 (3): 43–47. mach:10.1002/jctb.5000420302.
  4. ^ Myers, Richard (2003). Die Grundlagen der Chemie. Greenwood Verlagsgruppe. pp. 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7.
  5. ^ Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Chemie: Prinzipien und Reaktionen. Cengage-Lernen. s. 433. ISBN 1-133-38694-6.
  6. ^ Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). Allgemeine Chemie, erweiterte Ausgabe. Cengage-Lernen. S. 644–645. ISBN 0-538-49752-1.
  7. ^ Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Chemie. Cengage-Lernen. s. 350. ISBN 1-133-61066-8.
  8. ^ Lew, Kristi (2009). Säuren und Basen. Infobase-Veröffentlichung. ISBN 9780791097830.
  9. ^ Patrick, Graham (2012). Sofortige Notizen in der organischen Chemie. Taylor & Franz. s. 76. ISBN 978-1-135-32125-3.
  10. ^ Urlaub, AK; Massy, ​​AG (1965). Anorganische Chemie in nichtwässrigen Lösungsmitteln. Pergamon-Presse.
  11. ^ Reich, Hans J. “Bordwell pKa-Tabelle (Säure in DMSO)”. Department of Chemistry, University of Wisconsin, USA Archiviert von das Original am 9. Oktober 2008. Abgerufen 2008-11-02.
  12. ^ Waddington, TC (1965). Nichtwässrige Lösungsmittelsysteme. New York: Akademische Presse.
  13. ^ Miessler, GL, Tarr, DA, (1991) “Anorganische Chemie” 2. Aufl. Pearson Prentice-Hall S. 170–172
  14. ^ ein b Hall, Norris F. (März 1940). “Säure-Basen-Systeme”. Zeitschrift für chemische Bildung. 17 (3): 124–128. Bibcode:1940JChEd..17..124H. mach:10.1021/ed017p124.
  15. ^ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2004). Anorganische Chemie (2. Aufl.). Lehrlingssaal. s. 187. ISBN 978-0-13-039913-7.
  16. ^ Pauling, Linus (1960). Die Natur der chemischen Bindung (3. Aufl.). Ithaka: Cornell University Press. s. 557.