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:
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 ⇄ SO42- + 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 KW (platný pro danou teplotu a tlak):
KW = [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.
Základní pojmy
Konjugovaný pár = dvojice částic, které se ve svém složení liší pouze o proton H+Řešený příklad
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−.
.
