نظرية الأحماض والقواعد

تحدد نظرية برونستيد-لوري-قاعدة الحمض (أو نظرية برونستيد لوري) أحماض قوية وضعيفة والقواعد على أساس قبول الأنواع أو التبرع بها البروتونات أو H⁺. وفقًا للنظرية ، يتفاعل الحمض والقاعدة مع بعضهما البعض ، مما يتسبب في تكوين الحمض القاعدة المترافقة والقاعدة لتشكيل لها حمض مرافق عن طريق تبادل البروتون. تم اقتراح النظرية بشكل مستقل من قبل يوهانس نيكولاوس برونستيد وتوماس مارتن لوري في عام 1923.

في جوهرها ، نظرية قاعدة حمض برونيد لوري هي شكل عام من أشكال نظرية Arrhenius الأحماض والقواعد. وفقًا لنظرية Arrhenius ، فإن حمض Arrhenius هو واحد يمكن أن يزيد أيون الهيدروجين (H⁺) التركيز في المحلول المائي ، في حين أن قاعدة Arrhenius هي نوع يمكن أن يزيد من أيون الهيدروكسيد (OH)^-) التركيز في الماء. نظرية Arrhenius محدودة لأنها تحدد فقط تفاعلات القاعدة الحمضية في الماء. إن نظرية برونستد-لوري هي تعريف أكثر شمولاً ، قادر على وصف سلوك القاعدة الحمضية في نطاق أوسع من الظروف. بغض النظر عن المذيب ، يحدث تفاعل القاعدة الحمضية Bronsted-Lowry كلما تم نقل البروتون من أحد المتفاعلات إلى الآخر.

الوجبات الجاهزة الرئيسية: نظرية برونستيد-لوري-حمض الأساس

• حمض Bronsted-Lowry هو نوع كيميائي قادر على التبرع بالبروتون أو الكاتيون الهيدروجيني.
• قاعدة Bronsted-Lowry هي أنواع كيميائية قادرة على قبول البروتون. وبعبارة أخرى ، إنه نوع له زوج إلكترون وحيد متاح للسندات H⁺.
• بعد أن يتبرع حمض Bronsted-Lowry بالبروتون ، فإنه يشكل قاعدته المترافقة. يتكون حمض الاتحاد من قاعدة Bronsted-Lowry بمجرد قبوله للبروتون. يحتوي زوج حمض الأساس المترافق على نفس الصيغة الجزيئية مثل زوج قاعدة الحمض الأصلي ، باستثناء أن الحمض يحتوي على واحد آخر H⁺ مقارنة بالقاعدة المترافقة.
• يتم تعريف الأحماض والقواعد القوية على أنها مركبات تتأين تمامًا في الماء أو المحلول المائي. الأحماض والقواعد الضعيفة تنفصل جزئيا فقط.
• وفقًا لهذه النظرية ، الماء هو مذبذب ويمكن أن يعمل كحمض Bronsted-Lowry وقاعدة Bronsted-Lowry.

على عكس حمض وقواعد Arrhenius ، يمكن أن تتكون أزواج قاعدة الأحماض Bronsted-Lowry بدون a رد فعل في محلول مائي. على سبيل المثال ، قد يتفاعل الأمونيا وكلوريد الهيدروجين لتكوين كلوريد الأمونيوم الصلب وفقًا للتفاعل التالي:

NH₃(g) + HCl (g) → NH₄Cl (s)

في هذا التفاعل ، حمض Bronsted-Lowry هو حمض الهيدروكلوريك لأنه يتبرع بهيدروجين (بروتون) إلى NH₃، قاعدة برونستيد-لوري. لأن التفاعل لا يحدث في الماء ولأنه لم يتشكل المتفاعل H⁺ أو OH^-، لن يكون هذا تفاعل حمضي القاعدة وفقًا لتعريف Arrhenius.

للتفاعل بين حمض الهيدروكلوريك والماء ، من السهل تحديد أزواج قاعدة الحمض المترافقة:

HCl (aq) + H₂O (ل) ← ح₃يا⁺ + Cl^-(ع)

حمض الهيدروكلوريك هو حمض برونستيد-لوريبينما الماء هو قاعدة برونستيد-لوري. القاعدة المترافقة لحمض الهيدروكلوريك هي أيون الكلوريد ، في حين أن حمض الاتحاد للمياه هو أيون الهيدرونيوم.

عندما يُطلب منه تحديد ما إذا كان التفاعل الكيميائي يتضمن أحماض أو قواعد قوية أو ضعيفة ، فإنه يساعد على النظر إلى السهم بين المواد المتفاعلة والمنتجات. يتفكك حمض أو قاعدة قوية تمامًا في أيوناته ، ولا يترك أي أيونات غير مترابطة بعد اكتمال التفاعل. يشير السهم عادةً من اليسار إلى اليمين.

من ناحية أخرى ، لا تنفصل الأحماض والقواعد الضعيفة تمامًا ، لذلك يشير سهم التفاعل إلى اليسار واليمين. يشير هذا إلى وجود توازن ديناميكي يبقى فيه الحمض أو القاعدة الضعيفة وشكله المنفصل موجودان في المحلول.

مثال على ذلك إذا كان تفكك حمض الأسيتيك الحامض الضعيف لتكوين أيونات الهيدرونيوم وأيونات الأسيتات في الماء:

CH₃COOH (aq) + H₂O (ل) ⇌ ح₃يا⁺(aq) + CH₃سجع^-(ع)

من الناحية العملية ، قد يُطلب منك كتابة رد فعل بدلاً من إعطاؤه لك. من الجيد أن تتذكر القصة القصيرة قائمة الأحماض القوية و قواعد قوية. الأنواع الأخرى القادرة على نقل البروتون هي الأحماض والقواعد الضعيفة.

يمكن أن تعمل بعض المركبات إما كحمض ضعيف أو كقاعدة ضعيفة ، اعتمادًا على الموقف. مثال على ذلك هو فوسفات الهيدروجين ، HPO₄^2-، والتي يمكن أن تكون بمثابة حمض أو قاعدة في الماء. عندما تكون التفاعلات المختلفة ممكنة ، يتم استخدام ثوابت التوازن والأس الهيدروجيني لتحديد الطريقة التي سيستمر بها التفاعل.