Przeczytaj
Reakcje pomiędzy kwasamikwasami i zasadamizasadami były tematem nurtującym wielu badaczy. Badania na temat tych substancji sięgają aż XVII w., kiedy to Robert Boyle opisał cechy kwasów jako substancji, które posiadały zdolność do rozpuszczania wielu związków, zmiany kolorów niektórych naturalnych barwników i zmiany tych właściwości po kontakcie z roztworami alkalicznymi (zasadowymi).
Teoria Arrheniusa
Jednak za pierwsze znaczące badania, dotyczące klas tych substancji, uznaje się badania szwedzkiego chemika Svante Arrheniusa. Badacz ten w 1887 r. zdefiniował kwas jako substancję, która, dysocjując w wodzie, oddaje kation wodoru (, w rzeczywistości w roztworze wodnym łączy się z cząsteczką wody tworząc jony oksoniowe ) i zasadę jako substancję, która w wodzie uwalnia aniony wodorotlenkowe (). Jego teoria nie tłumaczyła jednak np. zasadowego odczynu roztworu amoniaku, jak też nie pozwalała przewidzieć, jakie jony występują np. w ciekłym amoniaku. Teoria Arrheniusa ogranicza się do wody jako rozpuszczalnika.
Teoria Brønsteda‑Lowry'ego
Inne, znacznie szersze podejście, przyjęli niezależnie Duńczyk Johannes Brønsted i Anglik Thomas Lowry, którzy w 1923 r. zdefiniowali kwasy i zasady pod względem ich zdolności do transferu jonów wodoru (), z uwzględnieniem także rozpuszczalników niewodnych.
Warto wyjaśnić, że jon wodoru to po prostu proton (tej nazwy często używamy zamiennie, określając właśnie kation wodoru). Jon wodoru powstaje bowiem poprzez oderwanie jedynego elektronu od atomu wodoru. Atom ten, po utracie jedynego elektronu, posiada jądro zawierające tylko jeden proton. Zatem substancja, która może oddać jon wodorowy, to kwas Brønsteda-Lowry'ego, a substancja, która może go przyjąć, nazywa się zasadą Brønsteda-Lowry'ego.
Reakcja kwasowo‑zasadowa polega więc na przeniesieniu jonu wodoru z donora (kwasu) do akceptora (zasady). Stworzona przez nich koncepcja par sprzężonych jest użyteczna w opisie reakcji kwasowo‑zasadowych. Gdy kwas przekazuje jony , to sprzężoną z tym kwasem zasadą jest ta powstająca w wyniku oderwania jonu wodoru od tego kwasu. Substancja, która może przyjąć ten jon, jest nazywana zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ponieważ reaguje jako jego akceptor w reakcji odwrotnej. Powyższą ideę można wyjaśnić na podstawie reakcji między wodą i amoniakiem.
W pierwszej reakcji (w prawo) cząsteczka wody pełni rolę kwasu, przekazując jon wodoru cząsteczce amoniaku, w rezultacie czego staje się anionem wodorotlenkowym , czyli sprzężoną zasadą dla cząsteczki wody. Amoniak natomiast pełni rolę zasady, przyjmując jon wodoru, w efekcie czego staje się jonem amonu , a więc kwasem sprzężonym z cząsteczką .
W odwrotnym kierunku reakcji (w lewo) jon wodorotlenkowy pełni rolę zasady w przyjmowaniu jonu wodoru z jonu amonu, który wówczas pełni rolę kwasu.
Jeżeli w dowolnym roztworze następuje przekazanie jonu wodoru (tzw. reakcja protolityczna) od kwasu do zasady, to zgodnie z tą teorią, kwas ten staje się tzw. sprzężoną zasadą (bo nie ma już protonu), a zasada tzw. sprzężonym kwasem (bo przyłączyła jon wodorowy, który może teraz oddać).
Przykładowo – gdy fluorowodór rozpuszcza się w wodzie, dysocjuje, wówczas jony wodoru są przenoszone z cząsteczek fluorowodoru do cząsteczek wody, tworząc jony oksoniowe i jony fluorkowe. Tego typu reakcje, w których woda pełni rolę zasady i jest akceptorem jonu wodoru, określa się mianem dysocjacji kwasowej.
Zasadowa dysocjacja substancji ma miejsce wtedy, gdy przyjmuje jony wodoru z cząsteczek wody. W poniższym przykładzie cząsteczki metanoaminy ulegają dysocjacji zasadowej z wytworzeniem jonów wodorotlenkowych i CHIndeks dolny 33Indeks górny ++:
Powyższe przykłady ukazują, że woda może pełnić zarówno rolę zasady (jak w reakcji z fluorowodorem), jak i kwasu (jak w reakcji z amoniakiem czy metanoaminą). Substancje, które mogą pełnić te dwie role, nazywane są substancjami amfiprotycznymi.
Najpopularniejszym przykładem substancji amfiprotycznej jest woda, ponieważ, wg powyższej teorii, może oddawać i przyjmować protony.
Proces, w którym cząsteczki wody ulegają samoistnemu wytworzeniu jonów, nazywa się autodysocjacją wody. Woda ulega jej w stopniu, jaki odzwierciedla wartość iloczynu jonowego wody KIndeks dolny ww = 1,0 ·10Indeks górny -14 Indeks górny koniec-14 ( 25ºC). Proces ten jest endotermiczny, a wartość iloczynu jonowego wody rośnie wraz ze wzrostem temperatury (KIndeks dolny ww = 5,6 ·10Indeks górny -13-13 dla 100ºC).
Wartość stałej dysocjacji pozwala ocenić moc kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego. Reguła dotycząca wartości stałych dysocjacji zakłada, że im mocniejszy kwas, tym słabsza zasada jest z nim sprzężona. Przykładowe wartości podano w poniżej tabeli:
Kwas i wartość jego stałej dysocjacji | Moc kwasu | Sprzężona zasada | Moc zasady |
---|---|---|---|
bardzo mocny | nie bierze udziału w reakcjach jako zasada w roztworze wodnym | ||
KIndeks dolny 1 Indeks dolny koniec1 = 6,76 · 10Indeks górny -4-4 | średniej mocy | średniej mocy | |
KIndeks dolny 1 Indeks dolny koniec1 = 6,17 · 10Indeks górny -10-10 | słaby | mocna | |
KIndeks dolny 33= 4,37 · 10Indeks górny -13-13 | bardzo słaby | mocna |
Indeks górny Źródło: Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005. Indeks górny koniecŹródło: Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.
Na podstawie stałych dysocjacji sprzężonych z zasadami kwasów oceń, czy mocniejszą zasadą jest jon , czy jon .
Rozwiązanie:
Należy zapisać odpowiednie równania reakcji i określić, jaki kwas jest sprzężony z daną zasadą.
Następnie należy z tablic odczytać wartości stałych dysocjacji dla odpowiednich kwasów:
Dla : KIndeks dolny 2 Indeks dolny koniec2 = 6,3 · 10Indeks górny -8-8
Dla jonu : KIndeks dolny 2 Indeks dolny koniec2 = 4,7 · 10Indeks górny -11-11
Na ich podstawie wybieramy mocniejszy kwas, czyli ten o wyższej wartości stałej dysocjacji, w tym przypadku jest to .
Zatem mocniejszą zasadą jest jon , a słabszą jon , ponieważ słabszy kwas jest sprzężony z mocniejszą zasadą .
Teoria Lewisa
Inna, jeszcze bardziej ogólna teoria została wprowadzona w 1938 r. przez amerykańskiego fizykochemika Gilberta Newtona Lewisa. W myśl tej teorii kwasem jest każde indywiduum, które posiada w swojej strukturze lukę elektronową, tym samym może być akceptorem wolnej pary elektronowej. Zasadą zaś jest każde indywiduum chemiczne, które dostarcza pary elektronowej, czyli jest donorem tej pary. Teoria ta uwzględnia wszystkie kwasy i zasady Arrheniusa oraz Brønsteda-Lowry'ego. Przykładowo, boran jest kwasem Lewisa, ponieważ atom boru posiada lukę elektronową i w reakcji z amoniakiem jest akceptorem jego wolnej pary elektronowej.
Słownik
Według teorii:
Brønsteda-Lowry'ego: substancja, która w reakcji z zasadą oddaje jon wodorowy
Lewisa: atom, cząsteczka lub jon, który pobiera parę elektronową. Ma właściwości elektronoakceptorowe
Arrheniusa: substancja, która dysocjuje z odszczepieniem kationu wodoru oraz wytworzeniem anionu reszty kwasowej
Według teorii:
Brønsteda-Lowry'ego: substancja będąca akceptorem jonu wodoru
Lewisa: atom, cząsteczka lub jon, który dostarcza parę elektronową. Ma właściwości elektronodonorowe
Arrheniusa: substancja, która w czasie dysocjacji odszczepia i dostarcza do wody jon
Bibliografia
Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.
Encyklopedia PWN
Hejwowska S., Marcinkowski R., Równowagi i procesy jonowe, Gdynia 2005.