Bronsted Lowry Theory of Acids and Bases

De Brønsted-Lowry-zuur-base-theorie (of Bronsted Lowry-theorie) identificeert sterke en zwakke zuren en basis op basis van het feit of de soort accepteert of doneert protonen of H⁺. Volgens de theorie reageren zuur en base met elkaar, waardoor het zuur zijn zuur vormt geconjugeerde basis en de basis om het te vormen geconjugeerd zuur door een proton uit te wisselen. De theorie werd onafhankelijk voorgesteld door Johannes Nicolaus Brønsted en Thomas Martin Lowry in 1923.

In essentie is de Brønsted-Lowry zuur-base theorie een algemene vorm van de Arrhenius-theorie van zuren en basen. Volgens de Arrhenius-theorie is een Arrhenius-zuur een zuur dat het waterstofion (H⁺) concentratie in waterige oplossing, terwijl een Arrhenius-base een soort is die het hydroxide-ion (OH^-) concentratie in water. De Arrhenius-theorie is beperkt omdat ze alleen zuur-base reacties in water identificeert. De Bronsted-Lowry-theorie is een meer omvattende definitie, die in staat is om zuur-base-gedrag onder een breder scala van omstandigheden te beschrijven. Ongeacht het oplosmiddel treedt een Bronsted-Lowry-zuur-base-reactie op wanneer een proton wordt overgedragen van de ene reactant naar de andere.

Belangrijkste punten: Brønsted-Lowry Acid-Base Theory

• Een Bronsted-Lowry-zuur is een chemische soort die een proton of waterstofkation kan afstaan.
• Een Bronsted-Lowry-basis is een chemische soort die een proton kan opnemen. Met andere woorden, het is een soort met een eenzaam elektronenpaar beschikbaar om te hechten aan H⁺.
• Nadat een Bronsted-Lowry-zuur een proton heeft gedoneerd, vormt het de geconjugeerde basis. Het geconjugeerde zuur van een Bronsted-Lowry-basis vormt zich zodra het een proton accepteert. Het geconjugeerde zuur-basepaar heeft dezelfde molecuulformule als het oorspronkelijke zuur-basepaar, behalve dat het zuur nog een H heeft⁺ vergeleken met de geconjugeerde basis.
• Sterke zuren en basen worden gedefinieerd als verbindingen die volledig ioniseren in water of waterige oplossing. Zwakke zuren en basen dissociëren slechts gedeeltelijk.
• Volgens deze theorie is water amfoteer en kan het zowel als Bronsted-Lowry-zuur als als Bronsted-Lowry-basis fungeren.

In tegenstelling tot Arrhenius zuur en basen, kunnen Bronsted-Lowry zuren-base-paren zich vormen zonder een reactie in waterige oplossing. Ammoniak en waterstofchloride kunnen bijvoorbeeld reageren om vast ammoniumchloride te vormen volgens de volgende reactie:

NH₃(g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)

In deze reactie is het Bronsted-Lowry-zuur HCl omdat het een waterstof (proton) aan NH doneert₃, de basis van Bronsted-Lowry. Omdat de reactie niet optreedt in water en omdat geen van de reactanten H vormde⁺ of OH^-zou dit volgens de Arrhenius-definitie geen zuur-base-reactie zijn.

Voor de reactie tussen zoutzuur en water is het gemakkelijk om de geconjugeerde zuur-baseparen te identificeren:

HCl (aq) + H₂O (l) → H₃O⁺ + Cl^-(aq)

Zoutzuur is het Bronsted-Lowry zuur, terwijl water de basis van Bronsted-Lowry is. De geconjugeerde base voor zoutzuur is het chloride-ion, terwijl het geconjugeerde zuur voor water het hydroniumion is.

Op de vraag of een chemische reactie sterke zuren of basen of zwakke reacties betreft, helpt het om naar de pijl tussen de reactanten en de producten te kijken. Een sterk zuur of base dissocieert volledig in zijn ionen, waardoor er geen niet-gedissocieerde ionen overblijven nadat de reactie is voltooid. De pijl wijst meestal van links naar rechts.

Aan de andere kant dissociëren zwakke zuren en basen niet volledig, dus de reactiepijl wijst zowel naar links als naar rechts. Dit geeft aan dat er een dynamisch evenwicht tot stand komt waarin het zwakke zuur of de base en de gedissocieerde vorm beide in de oplossing aanwezig blijven.

Een voorbeeld als de dissociatie van het zwakke zuur azijnzuur om hydroniumionen en acetaationen in water te vormen:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺(aq) + CH₃COO^-(aq)

In de praktijk wordt u mogelijk gevraagd om een ​​reactie te schrijven in plaats van dat u deze krijgt. Het is een goed idee om de korte te onthouden lijst van sterke zuren en sterke bases. Andere soorten die in staat zijn tot protonoverdracht zijn zwakke zuren en basen.

Sommige verbindingen kunnen, afhankelijk van de situatie, werken als zwak zuur of als zwakke base. Een voorbeeld is waterstoffosfaat, HPO₄^2-, die kan werken als zuur of als base in water. Wanneer verschillende reacties mogelijk zijn, worden de evenwichtsconstanten en pH gebruikt om te bepalen hoe de reactie zal verlopen.