Bronsted Lowry Asit ve Baz Teorisi

Brønsted-Lowry asit-baz teorisi (veya Bronsted Lowry teorisi) güçlü ve zayıf asitler ve türlerin kabul veya bağışta bulunmasına dayalı bazlar protonlar veya H⁺. Teoriye göre, bir asit ve baz birbirleriyle reaksiyona girerek asidin kendi eşlenik baz ve tabanı oluşturmak için Eşlenik asit bir proton değişimi ile. Teori bağımsız olarak Johannes Nicolaus Brønsted ve Thomas Martin Lowry tarafından 1923'te önerildi.

Özünde, Brønsted-Lowry asit-baz teorisi, Arrhenius teorisi asitler ve bazlar. Arrhenius teorisine göre, Arrhenius asidi hidrojen iyonunu (H⁺Arrhenius bazı, hidroksit iyonunu (OH) artırabilen bir türdür.^-) sudaki konsantrasyon. Arrhenius teorisi sınırlıdır çünkü sadece sudaki asit-baz reaksiyonlarını tanımlar. Bronsted-Lowry teorisi, daha geniş bir koşullar altında asit-baz davranışını tanımlayabilen daha kapsayıcı bir tanımdır. Çözücüden bağımsız olarak, bir proton bir reaktandan diğerine aktarıldığında bir Bronsted-Lowry asit-baz reaksiyonu meydana gelir.

Önemli Çıkarımlar: Brønsted-Lowry Asit-Baz Teorisi

• Bronsted-Lowry asidi, bir proton veya hidrojen katyonu bağışlayabilen kimyasal bir türdür.
• Bronsted-Lowry bazı bir proton kabul edebilen kimyasal bir türdür. Başka bir deyişle, yalnız elektron çifti H'ye bağlanabilir⁺.
• Bronsted-Lowry asidi bir proton bağışladıktan sonra, konjugat bazını oluşturur. Bronsted-Lowry bazının konjugat asidi, bir protonu kabul ettikten sonra oluşur. Konjugat asit-baz çifti, asidin bir H daha olması dışında, orijinal asit-baz çifti ile aynı moleküler formüle sahiptir.⁺ konjugat baz ile karşılaştırıldığında.
• Güçlü asitler ve bazlar, su veya sulu çözelti içinde tamamen iyonize olan bileşikler olarak tanımlanır. Zayıf asitler ve bazlar sadece kısmen ayrışır.
• Bu teoriye göre, su amfoteriktir ve hem Bronsted-Lowry asit hem de Bronsted-Lowry bazı olarak işlev görebilir.

Arrhenius asit ve bazların aksine, Bronsted-Lowry asitler-baz çiftleri, reaksiyon sulu çözelti içinde. Örneğin, amonyak ve hidrojen klorür aşağıdaki reaksiyona göre katı amonyum klorür oluşturmak üzere reaksiyona girebilir:

NH₃(g) + HC1 (g) → NH₄Cl (s)

Bu reaksiyonda, Bronsted-Lowry asidi HC1'dir, çünkü NH'ye bir hidrojen (proton) bağışlar₃, Bronsted-Lowry tabanı. Tepkime suda meydana gelmediği ve hiçbir reaktan H oluşmadığı için⁺ veya OH^-bu Arrhenius tanımına göre asit-baz reaksiyonu olmaz.

Hidroklorik asit ve su arasındaki reaksiyon için, konjugat asit-baz çiftlerini tanımlamak kolaydır:

HC1 (sulu) + H₂O (l) → H₃Ö⁺ + Cl^-(Sulu)

Hidroklorik asit Bronsted-Lowry asitsu ise Bronsted-Lowry tabanıdır. Hidroklorik asit için konjugat bazı klorür iyonu iken, su için konjugat asit hidronyum iyonudur.

Bir kimyasal reaksiyonun güçlü asitler veya bazlar veya zayıf olanlar içerdiğini belirlemesi istendiğinde, reaktanlar ve ürünler arasındaki oka bakmaya yardımcı olur. Güçlü bir asit veya baz tamamen iyonlarına ayrılır ve reaksiyon tamamlandıktan sonra ayrışmamış iyonlar bırakmaz. Ok tipik olarak soldan sağa işaret eder.

Öte yandan, zayıf asitler ve bazlar tamamen ayrışmaz, bu nedenle reaksiyon oku hem sola hem de sağa işaret eder. Bu, zayıf asit veya bazın ve onun ayrışmış formunun çözeltide mevcut kaldığı dinamik bir dengenin kurulduğunu gösterir.

Bir örnek, su içinde hidronyum iyonları ve asetat iyonları oluşturmak için zayıf asit asetik asidin ayrışması durumunda:

CH₃COOH (sulu) + H₂O (l) ⇌ H₃Ö⁺(sulu) + CH₃COO^-(Sulu)

Uygulamada, size vermek yerine bir tepki yazmanız istenebilir. Kısa olanı hatırlamak iyi bir fikir güçlü asitlerin listesi ve güçlü bazlar. Proton transferi yapabilen diğer türler zayıf asitler ve bazlardır.

Bazı bileşikler, duruma bağlı olarak zayıf bir asit veya zayıf bir baz olarak işlev görebilir. Bir örnek hidrojen fosfat, HPO₄^2-Suda asit veya baz olarak işlev görebilen, Farklı reaksiyonlar mümkün olduğunda, denge sabitleri ve pH, reaksiyonun hangi yönde ilerleyeceğini belirlemek için kullanılır.