Chemia Liceum Gimnazjum Testy Matura

Powrót

(R) Kwasy i zasady wg Brønsteda – Lowry`ego

 Kwas - związek chemiczny lub jon zdolny do oddawania protonów (donory protonów). Cząsteczka lub jon kwasu po oddaniu protonu staje się cząsteczką lub jonem sprzężonej zasady.
 Zasada - związek chemiczny lub jon zdolny do przyłączania protonów (akceptory protonów). Cząsteczka lub jon zasady po przyłączeniu protonu staje się cząsteczką lub jonem sprzężonego kwasu.

Reakcje protolityczne - procesy polegające na wymianie protonu pomiędzy kwasem a zasadą

W reakcjach kwasu z zasadą proton odłącza się od kwasu i przyłącza do zasady - powstają sprzężone ze sobą pary
kwas + zasada kwas sprzężony + sprzężona zasada

HA + B BH+ + A
kwas + zasada sprzężony kwas + sprzężona zasada
NH4+ + OH H2O + NH3
HBr + H2O H3O+ + Br
H2O + SO32– HSO3 + OH

Kwasy kationowe: np. H3O+, NH4+ i inne kationy
Kwasy anionowe: np. HS i inne aniony

 

Związki i jony amfiprotyczne  
Indywidua amfiprotyczne (o właściwościach amfoterycznych) - mogą spełniać rolę kwasu lub zasady. Cząsteczki mogą być jednocześnie dawcą i biorcą protonów.
Przykład:
HSO3  jest zasadą,  woda jest kwasem: HSO3 + H2O ⇌ H2SO3 + OH 
HSO3  jest kwasem, woda jest zasadą:  HSO3 + H2O ⇌ H3O+ + SO32–

 


Odczyn roztworu wodnego amoniaku

Teoria Arrheniusa nie wyjaśnia, dlaczego roztwór amoniaku ma odczyn zasadowy. Rozwiązanie problemu znajduje się w teorii Bronsteda-Lowry`ego.
Roztwór amoniaku NH3 (woda amoniakalna) przedstawia się wzorem NH3•H2O lub NH3(aq)
Podczas rozpuszczania amoniaku w wodzie zachodzi reakcja:

NH3 + H2O NH4+ + OH
zasada   kwas   kwas   zasada

Amoniak może przyłączyć proton - jest więc zasadą, woda oddaje proton - pełni funkcję kwasu. 
Jon może NH4+ oddać proton - pełni funkcję kwasu, jon wodorotlenkowy może przyłączyć proton - jest więc zasadą.
Zasada NH3 jest sprzężona z kwasem NH4+. Zasada OH jest sprzężona z kwasem H2O. Obecne w roztworze jony OH powodują odczyn zasadowy.


(N) Kwasy i zasady wg Lewisa

Kwas Lewisa to związek chemiczny, który może przyjąć parę elektronową od zasady Lewisa (ma lukę elektronową).

Przykłady kwasów Lewisa

 Kwasy Lewisa przykłady

Zasada Lewisa - jest anionem, ma wolną parę elektronową lub elektrony π.

Przykłady: HO, H3C, NO3, SO42–, :NH3, H2O:, benzen  

Zasada Lewisa jest donorem (dawcą) wolnej pary elektronowej dla kwasu Lewisa, który jest akceptorem (biorcą) pary elektronowej

kwasy i zasady Lewisa

 


 Przykłady reakcji kwasów Lewisa z zasadami Lewisa

Kwasy i zasady Lewisa

 Inne przykłady

Reakcja: kwas Lewisa: zasada Lewisa:
H+ + NH3 → NH4+  H+ NH3
H+ + OH → H2O H+ OH 
BF3 + F → BF4 BF3 F 
Ag+ + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+ Ag+  NH3
Al3+ + 6H2O  → [Al(H2O)6]3+ Al3+ H2O

 


Ciekawy przypadek dysocjacji kwasu borowego H3BO3.

Kwas borowy słabo dysocjuje jako kwas Brønsteda:

H3BO3 ⇌ H+ + H2BO3 
H2BO3  ⇌ H+ + HBO32–
HBO32–  ⇌ H+ + BO33– 

   Kwas borowy dobrze dysocjuje jako kwas Lewisa, jest akceptorem jonów OH. Bor wykazuje deficyt elektronowy (6 elektronów walencyjnych, dąży do uzyskania oktetu). Grupa OH przyłączona jest do boru wiązaniem koordynacyjnym.  

H3BO3 + H2O ⇌ B(OH)4 + H+

 

Kwas borowy dysocjacja

 


 Teorie kwasów i zasad - podsumowanie

   kwas  zasada
 Arrhenius  w roztworach wodnych powstają H+ lub H3O+  w roztworach wodnych powstają OH

Brønsted – Lowry

 donor protonów (H+)  akceptor protonów (H+)
 Lewis  akceptor pary elektronowej  donor pary elektronowej

 


(N) Treści dodatkowe - poza podstawą programową

Co się stanie po zmieszniu dwóch kwasów
Kwas octowy, czy kwas azotowy(V) są uznawane jako kwasy, gdyż w roztworach wodnych dysocjują odłączając proton. ()
Jednak słabszyy kwas może zachowywać się jak zasada jeśli rozpuszczalnikiem będzie mocnniejszy kwas dostarczający protony w wyniku całkowitej dysocjacji. Reakcje zachodzą w stężonych kwasach:
H2SO4 + CH3COOH → CH3COOH2+ + HSO4−  (CH3COOH jest zasadą)

H2SO4 + HNO3 → H2NO3+ + HSO4(HNO3 jest zasadą)
i dalej: H2NO3+ → NO2+ + H2O  (reakcja ta jest wykorzystywana w chemii organicznej do nitrowania)

źródło: Competition Science Vision, VII 2004


Autodysocjacja (autoprotoliza)

Autodysocjacja to rodzaj dysocjacji elektrolitycznej, w której czysty związek (o ciekłym stanie skupienia) rozpada się na jony pod wpływem innych cząsteczek tego samego związku. Jednocześnie pełnią one rolę kwasu i zasady.

kwas   zasada   kwas   zasada
H2O + H2O H3O+ + OH
H2S + H2S H3S+ + HS
NH3 + NH3 NH4+ + NH2
H2SO4 + H2SO4 H3SO4+ + HSO4

Związki organiczne:
2CH3OH ⇄ CH3OH2+ +CH3O
2HCOOH ⇄ HCOOH2+ + HCOO


Współzawodnictwo dwóch zasad w odbieraniu protonu

W którą stronę przesunięta jest równowaga reakcji?

1. HF + H2O H3O+ + F
2. H3O+ + F HF + H2O

Reakcja przebiega w dość znacznym stopniu, jeśli silniejszy z dwóch kwasów jest substratem.
Ponieważ silniejszy jest HF niż H3O+, więc reakcja 1. zajdzie w dużym stopniu, a reakcja 2. w stopniu niewielkim. 

Przekaż darowiznę
Załóż konto | Zaloguj się

Copyright 2011-2019Chem24.pl Ta strona internetowa wykorzystuje pliki cookies. Możesz określić metody zapisywania oraz dostępu do cookies w swojej przeglądarce internetowej lub w konfiguracji usługi.