Brønstedova–Lowryho teorie kyselin a zásad

definice podmínek, za kterých se chemické látky chovají jako kyseliny či jako zásady

Brønstedova–Lowryho teorie kyselin a zásad nově definovala pojmy kyseliny a zásady. Tím rozšiřuje velmi úzce definovanou teorii Arrheniovu. Navrhli ji nezávisle na sobě dánský fyzikální chemik Johannes Nicolaus Brønsted a anglický fyzikální chemik Thomas Martin Lowry v roce 1923. Později byla tato teorie částečně nahrazena nebo spíš doplněna teorií Lewisovou.

Podstata Brønstedovy–Lowryho teorie kyselin a zásadEditovat

Arrheniova teorie definuje kyseliny a zásady jen jako látky, které ve vodě ionizují za vzniku vodíkových kationtů respektive hydroxydových aniontů a opomíjí vliv rozpouštědla a další chemické interakce, což je velmi omezující pojetí.

Brønstedova–Lowryho teorie, naproti tomu, považuje za kyselinu látku, která je schopna odevzdat proton ( je donorem protonu) a za zásadu považuje látku, která je schopna proton přijmout ( je akceptorem protonu). Každá kyselina je spojená s odpovídající zásadou, s kterou tvoří tzv. konjugovanou dvojici. To v důsledku znamená, že látka nebo iont, která je v jednom konjugovaném páru kyselinou, může být v jiném konjugovaném páru zásadou – může být donorem i akceptorem protonu v závislosti na vlastnostech druhého člena konjugované dvojice. Kyselinami a zásadami mohu tedy být nejen elektroneutrální molekuly (klasické kyseliny a zásady), ale i některé ionty. Kyselinou mohou být např. kationty jako H3O+, NH4+ a jiné, a některé komplexní kationty kovů např.: [Al(H2O)6] 3+ a také anionty vícesytných kyselin jako např.: HSO4 . Zásadami zase mohou být některé kationtové komplexy kovů jako [Al(H2O)5(OH)] 2+ a anionty kyselin včetně OH Kromě toho některé látky mohou vystupovat jako kyseliny i zásady, např.: H2O, HSO4 a jiné. Takové látky nazýváme amfoterní. V podstatě platí, že charakter kyselin respektive zásad se projeví až po spojení s druhým členem konjugované dvojice tedy zásadou respektive kyselinou. V roztoku donor volné protony odštěpí až v přítomnosti akceptoru – oba děje probíhají současně.[1]

Pro zdůraznění funkce protonu v acido-bázických reakcí se tyto reakce někdy označují jako protolytické.

KyselinyEditovat

Podle této teorie jsou kyseliny látky, které mají schopnost odštěpit svůj proton (H+). Kyselina je tedy donor (dárce) protonu.

HA ⇌ H+ + A — Podle toho, co je uvedeno výše, je v tomto příkladu konjugovaného páru HA kyselinou a A zásadou. Obdobně níže.

H2O⇌H+ + OH
HCl ⇌ H+ + Cl
HNO3 ⇌ H+ + NO3

ZásadyEditovat

Podle této teorie jsou zásady látky, které mají schopnost vázat proton. Zásada je tedy akceptor (příjemce) protonu.

B + H+ ⇌ HB — Tento konjugovaný pár tvoří B jako zásada a HB jako kyselina.

HB + H+ ⇌ H2B+ — Zde je HB zásadou a H2B+ kyselinou. A obdobně v dalších příkladech.

H2O + H+ ⇌ H3O+

NH3 + H+ ⇌ NH4+

ShrnutíEditovat

Látky se chovají jako kyseliny jen v přítomnosti zásady a naopak. Voda (H2O) se chová jako zásada i kyselina, tj. přijímá proton, vznikne oxoniový kation H3O+, nebo ho odštěpuje za vzniku hydroxidového aniontu. Stejně tak mnoho jiných látek (sloučenin i iontů) může být v některých reakcích kyselinou a v jiných zásadou.[1]

ReferenceEditovat

  1. a b GAŽO, Ján; A KOLEKTIV. Všeobecná a anorganická chémia. 2. vyd. Bratislava: ALFA, 1978. 808 s. S. 211 –218.