Obsah

Brönsted-Lowryho teorie

Arrhenius považoval za zásady pouze hydroxidy a jeho teorii bylo možné použít jen na vodné roztoky. Proto byla o několik let později navržena nová koncepce – Brönsted-Lowryho teorie kyselin a zásad (častěji uváděna jen jako Brönstedova teorie).

Dánský chemik Johannes Nicolaus Brönsted definoval nezávisle na svém anglickém kolegovi Thomasu Martinovi Lowrym kyseliny a zásady takto:

kyselina = částice schopná odštěpit proton H⁺

Obecně: HA + H₂O ⇄ A^- + H₃O⁺

Příklad: HCl + H₂O ⇄ Cl^- + H₃O⁺

zásada = částice schopná proton H⁺ přijmout

Obecně: B + H₂O ⇄ BH⁺ + OH^-

Příklad: NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH^-

Při protolytických reakcích spolu reaguje kyselina a zásada. Vyměňují si mezi sebou proton ve formě H⁺:

HA + B ⇄ HB⁺ + A^-

HB⁺ = Brönstedova kyselina odvozená od zásady B

A^- = Brönstedova zásada odvozená od kyseliny HA

Příklad: HCl + NH₃ ⇄ NH₄⁺ + Cl^-

Společně se zavedením Brönsted-Lowryho teorie je vhodné zavést také pojem konjugovaný pár. Chemickou reakci pak můžeme rozložit na rovnice přeměn dvou konjugovaných párů:

obrazek obrazek

Podle této teorie mohou být kyselinami i zásadami jak ionty, tak elektroneutrální molekuly. Rozhodující je schopnost těchto látek poskytovat nebo přijímat proton.

Některé látky mohou vystupovat jako kyseliny i jako zásady = amfolyty.

Příklad: H₂SO₄ + 2H₂O ⇄ SO₄^2- + 2H₃O⁺

H₂SO₄ + HClO₄ ⇄ ClO₄^- + H₃SO₄⁺

Z první rovnice je zřejmé, že ve vodném prostředí se kyselina sírová chová jako kyselina, ale v prostředí kyseliny chloristé (druhá rovnice) se chová jako zásada. Obdobně se chová např. voda. V prostředí amoniaku se voda chová jako kyselina, ale v prostředí kyseliny chlorovodíkové jako zásada:

H₂O + NH₃ ⇄ OH^- + NH₄⁺

H₂O + HCl ⇄ Cl^- + H₃O⁺

K předání protonu může dojít i mezi samotnými molekulami protického rozpouštědla. Tento děj se nazývá autoprotolýza.

Příklad: NH₃+ NH₃ ⇄ NH₂^-+ NH₄⁺

Autoprotolýza vody

Experimentálně bylo zjištěno, že i mezi molekulami vody dochází k její částečné disociaci. Tomuto jevu říkáme autoprotolýza vody:

H₂O + H₂O ⇄ OH^-+ H₃O⁺

Z měření vyplynulo, že koncentrace oxonionových kationtů H₃O⁺ je shodná s koncentrací hydroxylových aniontů OH^-. Koncentrace obou iontů je při teplotě 25 °C a tlaku 100 kPa rovna asi 10^-7 mol.dm^-3. Vynásobením koncentrací kationtů H₃O⁺ a aniontů OH^- získáme iontový součin vody K_W (platný pro danou teplotu a tlak):

K_W = [H₃O⁺]•[OH^-] = [10^-7]•[10^-7] = 10^-14

Zdroje

FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001, ISBN 80-7235-147-8.
HONZA, Jaroslav a Aleš MAREČEK. Chemie pro čtyřletá gymnázia 1. díl. Brno: DaTaPrintBrno, 1996, ISBN 80-902200-4-5.
ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996, ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

Obr. 1: volné dílo.commons.wikimedia.org [online]. [cit.10.9.2014]. Dostupný na WWW.

http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Johannes_Br%C3%B8nsted.jpg?uselang=cs

Pokud není uvedeno jinak, autorem obrázků je Mgr. Marie Jankovská.

Bloky lekce3

Johannes Nicolaus Brønsted

(22. února 1879, Varde – 17. prosince 1947, Kodaň) byl dánský umělec a fyzikální chemik.

Konjugovaný pár

= dvojice částic, které se ve svém složení liší pouze o proton H⁺

Příklad:

Doložte iontovou rovnicí, že anion kyanidový má ve vodném roztoku bazický charakter. Podle této rovnice určete konjugovanou kyselinu kyanidového aniontu.

Řešení:

Anion kyanidový CN^– není schopen poskytnout proton, proto jej podle Brønstedovy-Lowryho teorie nelze považovat za kyselinu. Kyanidový anion CN^–
při kontaktu s vodou jeví spíše snahu proton přijmout, a je tedy možné jej považovat za zásadu (bázi). Rovnice popisující zmíněný acidobazický děj vypadá následovně:
CN^– + H₂O ⇄ HCN + OH^–

Voda vystupuje v této reakci jako kyselina, je totiž schopna poskytnout kyanidovému aniontu proton. Po přijetí protonu se z kyanidového aniontu stává kyselina – molekula kyanovodíku HCN. Konjugovanou kyselinou kyanidového aniontu je tedy HCN. Konjugovanou bází k molekule vody je hydroxidový anion OH⁻.
.