Ocena brak

Teorie kwasów i zasad - Teoria Lowry’ego – Bronsteda

Autor /Mieszko Dodano /21.09.2011

Teorią tę zwaną również teorią protonową kwasów i zasad opracował duński chemik Bronsted i niezależnie od niego Anglik Lowry (1923). Punktem wyjścia nowszej, szerzej ujętej teorii kwasów i zasad, była rewizja zbyt uproszczonego w teorii Arrheniusa modelu jonu wodorowego i uwypuklenie faktu, że dysocjacja jest w rzeczywistości reakcją danej substancji z rozpuszczalnikiem. Bardzo dobre właściwości wody jako rozpuszczalnika są spowodowane silnie biegunową budową cząsteczek i związaną z tym znaczną zdolnością wody do wiązania się z jonami w roztworze. Związane bezpośrednio z jonem cząsteczki wody tworzą tzw. Pierwszą sferę koordynacyjną, liczącą zwykle 4 lub 6 cząsteczek wody:

Ag(H20)+4, Mg(H2O)2+6, Al(H2O)3+6, Fe(H2O) 3+6. Jest to zrozumiałe, że również i jon wodorowy powinien w wodzie ulec hydratacji. Potwierdzeniem takiego wniosku jest m. in. efekt cieplny związany z rozcieńczaniem stężonych kwasów. Po zmieszaniu np. stężonego kwasu siarkowego z wodą następuje gwałtowny wzrost temperatury mieszaniny. Można to zjawisko wyjaśnić egzotermiczną reakcją wiązania się wody z jonem wodorowym, a także z anionem HSO-4:

H2SO4 + H20 = H3O+ +HSO4 (aq) -

Chociaż na ogół przyjmuje się, że jon wodorowy wiąże jedną cząsteczkę wody tworząc jon hydroniowy H3O+:

H+ + H2O = H3O+

Niektóre badania pozwalają sądzić, że utworzony jon hydroniowy wiąże trzy dalsze cząsteczki wody tworząc jon H9O+4 . Ponieważ liczba cząsteczek wody hydratacyjnej nie jest dokładnie znana, często oznacza się jon wodorowy w wodzie wzorem H(aq)+ lub H3O(aq)+. Zachowanie się w wodzie substancji zwanych kwasami polega zatem nie tyle na oddysocojowaniu jonu wodorowego, ile na jego przejściu od cząsteczki kwasu do cząsteczki wody:

HCl + H2O Ž H3O ++ Cl-

W teorii protonowej Lowry’ego i Bronsteda kwasem jest donor protnonów, natomiast zasadą - akceptor protonów. Według tej teorii przejście protonu od kwasu (donora) do zasady (akceptora protonu) zależy nie tylko od tendencji kwasu do oddania protony, ale również od tendencji zasady do przyłączenia odszczepionego protonu. Moc różnych kwasów można zatem porównywać jedynie względem tej samej zasady, podobnie jak moc różnych zasad może być porównywana względem tego samego kwasu. Jest zatem zrozumiałe, że w kwaśnym rozpuszczalniku, jakim jest np. bezwodny kwas octowy, chlorowodór okazuje się słabym kwasem. Jego stała dysocjacji (Kd = 5. 10 –6) W tym rozpuszczalniku jest mniejsza niż stała dysocjacji kwasu octowego w wodzie. Odwrotnie, amoniak w bezwodnym kwasie octowym jako rozpuszczalnik bardzo energicznie wychwytuje protony, zachowując się jak mocna zasada. Woda jest rozpuszczalnikiem amfoterycznym, może bowiem pełnić rolę zarówno zasady

HF + H20 = F- H3O +

Kwas 1 zasada 2 zasada 1 kwas 2  jak i kwasu

CN- + H20 = HCN + OH-

Zasada 1 kwas 2 kwas 1 zasada 2

W pierwszej reakcji fluorowodór jest kwasem, oddaje bowiem proton wodzie, która pełni w tym przykładzie rolę zasady. Kwasem jest również utworzony jon hydroniowy, ponieważ może oddać proton jonowi fluorkowemu. Ten ostatni jest zatem w myśl teorii protonowej zasadą. Omawiane równanie składa się z dwóch par kwasowo-zasadowych: HFŽ F- oraz H2O Ž H3O+. Ponieważ oba człony każdej pary różnią się tylko posiadaniem protonu, parę HF-F- nazywa się w terminologii teorii protonowej sprzężoną parą kwas-zasada. Analogiczną sprzężoną parę zasada – kwas stanowi woda i jon hydroniowy.

Również w drugiej reakcji mamy dwie pary sprzężonych kwasów i zasad: zasadę “1” (CN-) i sprzężony z nią kwas “1” (HCN) oraz kwas “2” (H2O) i sprzężoną z nim zasadę “2” (OH-). Wodę i inne substancje amfoteryczne w sensie teorii Lowry’ego-Bronsteda określa się jako substancje amfiprotonowe.

Przy porównaniu mocy kwasów i sprzężonych z nimi zasad uwydatnia się pewna ogólna prawidłowość: mocne kwasy są sprzężone ze słabymi zasadami i odwrotnie, z mocnymi zasadami sprzężone są słabe kwasy. Kwas azotowy jest mocnym kwasem, ma bowiem silną tendencję do oddania protonu, natomiast anion NO3- (zasada sprzężona) jest słabym akceptorem protonów, a zatem bardzo słabą zasadą. Anion CN-, który chętnie przyłącza proton (silna zasada), jest sprzężony ze słabym kwasem HCN. Można wykazać, że między stałą dysocjacji kwasu, czyli stałą kwasową Kkw, a stałą dysocjacji sprzężonej zasady, czyli stałą zasadową Kz, istnieje ścisła zależność liczbowa. Rozważmy to zagadnienie na przykładzie kwasu octowego CH3COOH. Zasadą sprzężoną z tym kwasem jest anion CH3COO- (kwas i sprzężona z nim zasada różnią się tylko posiadaniem protonu). Stałą dysocjacji zasady CH3COO- otrzymamy z równania:

CH3COO- +H2O = CH3COOH + OH- Kz= [CH3COOH][OH-]/[CH3COO-]

Nietrudno zauważyć, że iloczyn stałej dysocjacji kwasu i stałej dysocjacji sprzężonej zasady jest wielkością stałą, równą iloczynowi jonowemu wody:

KkwKz=[CH3COO-][H3O+] . [CH3COOH][OH-] [CH3COOH] [CH3COO-] =[H3O+][OH-]=Kw=10-14

Zasadowe właściwości słabych zasad (np. amoniaku, hydrazyny, amin) są lepiej widoczne w ujęciu teorii Bronsteda niż Arrheniusa.

Do góry