Bronsted Lowry Theorie der Säuren und Basen

Die Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie (oder Bronsted-Lowry-Theorie) identifiziert starke und schwache Säuren und Basen basierend darauf, ob die Spezies Protonen oder H akzeptiert oder spendet⁺. Nach der Theorie reagieren eine Säure und eine Base miteinander, wodurch die Säure ihre konjugierte Base und die Base ihre konjugierte Säure durch Austausch eines Protons bildet. Die Theorie wurde 1923 von Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry unabhängig vorgeschlagen.

Im Wesentlichen ist die Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie eine allgemeine Form der Arrhenius-Theorie von Säuren und Basen. Nach der Arrhenius - Theorie kann eine Arrhenius - Säure das Wasserstoffion (H⁺) Konzentration in wässriger Lösung, während eine Arrheniusbase eine Spezies ist, die das Hydroxidion (OH) erhöhen kann^-) Konzentration in Wasser. Die Arrhenius-Theorie ist begrenzt, da sie nur Säure-Base-Reaktionen in Wasser identifiziert. Die Bronsted-Lowry-Theorie ist eine umfassendere Definition, die das Säure-Base-Verhalten unter einem breiteren Bereich von Bedingungen beschreiben kann. Unabhängig vom Lösungsmittel tritt eine Bronsted-Lowry-Säure-Base-Reaktion immer dann auf, wenn ein Proton von einem Reaktanten auf den anderen übertragen wird.

Wichtige Erkenntnisse: Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie

Nach der Brønsted-Lowry-Theorie ist eine Säure eine chemische Spezies, die ein Protonen- oder Wasserstoffkation abgeben kann.
Eine Base kann wiederum ein Protonen- oder Wasserstoffion in wässriger Lösung aufnehmen.
Johannes Nicolaus Brønsted und Thomas Martin Lowry haben 1923 unabhängig voneinander Säuren und Basen auf diese Weise beschrieben, daher trägt die Theorie normalerweise beide Namen.

Hauptpunkte der Bronsted Lowry Theorie

Eine Bronsted-Lowry-Säure ist eine chemische Spezies, die ein Protonen- oder Wasserstoffkation abgeben kann.
Eine Bronsted-Lowry-Base ist eine chemische Spezies, die Protonen aufnehmen kann. Mit anderen Worten, es handelt sich um eine Spezies, bei der ein einzelnes Elektronenpaar zur Bindung an H verfügbar ist⁺.
Nachdem eine Bronsted-Lowry-Säure ein Proton abgegeben hat, bildet sie seine konjugierte Base. Die konjugierte Säure einer Bronsted-Lowry-Base bildet sich, sobald sie ein Proton annimmt. Das konjugierte Säure-Base-Paar hat die gleiche Molekülformel wie das ursprüngliche Säure-Base-Paar, außer dass die Säure ein weiteres H hat⁺ verglichen mit der konjugierten Base.
Starke Säuren und Basen sind Verbindungen, die in Wasser oder wässriger Lösung vollständig ionisieren. Schwache Säuren und Basen dissoziieren nur teilweise.
Nach dieser Theorie ist Wasser amphoter und kann sowohl als Bronsted-Lowry-Säure als auch als Bronsted-Lowry-Base wirken.

Beispiel zur Identifizierung von Brønsted-Lowry-Säuren und -Basen

Im Gegensatz zu Arrhenius-Säure und -Basen können sich Bronsted-Lowry-Säure-Base-Paare in wässriger Lösung reaktionslos bilden. Beispielsweise können Ammoniak und Chlorwasserstoff unter Bildung von festem Ammoniumchlorid gemäß der folgenden Reaktion reagieren:

NH₃(g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)

Bei dieser Reaktion ist die Brönsted-Lowry-Säure HCl, weil sie NH Wasserstoff (Protonen) spendet₃, die Bronsted-Lowry-Basis. Weil die Reaktion in Wasser nicht abläuft und weil kein Reaktant H bildet⁺ oder OH^-, Dies wäre keine Säure-Base-Reaktion gemäß der Arrhenius-Definition.

Für die Reaktion zwischen Salzsäure und Wasser lassen sich die konjugierten Säure-Base-Paare leicht identifizieren:

HCl (aq) + H₂O (l) → H₃Ö⁺ + Cl^-(aq)

Salzsäure ist die Bronsted-Lowry-Säure, während Wasser die Bronsted-Lowry-Base ist. Die konjugierte Base für Salzsäure ist das Chloridion, während die konjugierte Säure für Wasser das Hydroniumion ist.

Starke und schwache Säuren und Basen mit Niederbronsted

Wenn Sie gefragt werden, ob an einer chemischen Reaktion starke oder schwache Säuren oder Basen beteiligt sind, sollten Sie den Pfeil zwischen den Reaktanten und den Produkten beachten. Eine starke Säure oder Base dissoziiert vollständig in ihre Ionen und hinterlässt nach Beendigung der Reaktion keine nicht dissoziierten Ionen. Der Pfeil zeigt normalerweise von links nach rechts.

Andererseits dissoziieren schwache Säuren und Basen nicht vollständig, sodass der Reaktionspfeil sowohl nach links als auch nach rechts zeigt. Dies zeigt an, dass ein dynamisches Gleichgewicht hergestellt ist, in dem die schwache Säure oder Base und ihre dissoziierte Form beide in der Lösung vorhanden bleiben.

Ein Beispiel für die Dissoziation der schwachen Säure Essigsäure zu Hydroniumionen und Acetationen in Wasser:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ≤ H₃Ö⁺(aq) + CH₃GURREN^-(aq)

In der Praxis werden Sie möglicherweise gebeten, eine Reaktion zu schreiben, anstatt sie Ihnen zukommen zu lassen. Es ist eine gute Idee, sich an die kurze Liste der starken Säuren und Basen zu erinnern. Andere protonentransferfähige Spezies sind schwache Säuren und Basen.

Einige Verbindungen können je nach Situation entweder als schwache Säure oder als schwache Base wirken. Ein Beispiel ist Hydrogenphosphat, HPO₄^2-, die in Wasser als Säure oder Base wirken kann. Wenn unterschiedliche Reaktionen möglich sind, werden die Gleichgewichtskonstanten und der pH-Wert verwendet, um zu bestimmen, wie die Reaktion ablaufen wird.

Wissenschaft