Acidobazická reakce

Acidobazická reakce je chemická reakce, která probíhá mezi kyselinou a bází . Může být použit pro stanovení pH . Několik teoretických rámců poskytuje alternativní koncepce reakčních mechanismů a jejich aplikace při řešení souvisejících problémů; tito se nazývají acidobazické teorie, například Brønsted – Lowryova acidobazická teorie .

Jejich důležitost se projeví při analýze acidobazických reakcí na plynné nebo kapalné látky, nebo když může být kyselý nebo bazický charakter poněkud méně patrný. První z těchto konceptů poskytl francouzský chemik Antoine Lavoisier kolem roku 1776.

Acid Base Reaction Theories as superset and subset models.

Je důležité si představit modely acidobazické reakce jako teorie, které se navzájem doplňují. Například současný Lewisův model má nejširší definici toho, co jsou kyselina a báze, přičemž Brønsted-Lowryova teorie je podmnožinou toho, co jsou kyseliny a zásady, a nejpřísnější je Arrheniova teorie.

Definice kyselina-báze

Historický vývoj

Koncept acidobazické reakce byl poprvé navržen v roce 1754 Guillaume-François Rouelle , který zavedl do chemie slovo „báze“ ve smyslu látky, která reaguje s kyselinou a dává jí pevnou formu (jako sůl).

Lavoisierova kyslíková teorie kyselin

První vědecký koncept kyselin a zásad poskytl Lavoisier kolem roku 1776. Protože Lavoisierovy znalosti silných kyselin byly omezeny hlavně na oxokyseliny , jako je HNO
₃(kyselina dusičná) a H
₂TAK
₄(kyselina sírová), které mají tendenci obsahovat centrální atomy ve stavech s vysokou oxidací obklopených kyslíkem, a protože si nebyl vědom skutečného složení halogenovodíkových kyselin ( HF , HCl , HBr a HI ), definoval kyseliny z hlediska jejich obsahující kyslík , který ve skutečnosti pojmenoval z řeckých slov, která znamenají „kyselinu formující “ (z řeckého οξυς ( oxys ), což znamená „kyselina“ nebo „ostrý“, a γεινομαι ( geinomai ), což znamená „plodit“)). Definice Lavoisier držela více než 30 let až do článku z roku 1810 a následných přednášek sira Humphryho Davyho, v nichž prokázal nedostatek kyslíku v H
₂S , H ₂ Te a halogenovodíkové kyseliny . Davy však nedokázal vyvinout novou teorii a dospěl k závěru, že „kyselost nezávisí na žádné konkrétní základní látce, ale na zvláštním uspořádání různých látek“. Jednu pozoruhodnou modifikaci kyslíkové teorie poskytl Jöns Jacob Berzelius , který uvedl, že kyseliny jsou oxidy nekovů, zatímco zásady jsou oxidy kovů.

Liebigova vodíková teorie kyselin

V roce 1838 navrhl Justus von Liebig, že kyselina je sloučenina obsahující vodík, jejíž vodík lze nahradit kovem. Tato redefinice byla založena na jeho rozsáhlé práci o chemickém složení organických kyselin , která dokončila doktrinální posun od kyselin na bázi kyslíku k vodíkovým kyselinám, který zahájil Davy. Liebigova definice, i když zcela empirická, zůstala používána téměř 50 let až do přijetí Arrheniovy definice.

Arrheniova definice

Svante Arrhenius

První moderní definici kyselin a zásad z molekulárního hlediska navrhl Svante Arrhenius . Teorie vodíku o kyselinách vyplynula z jeho práce z roku 1884 s Friedrichem Wilhelmem Ostwaldem při stanovení přítomnosti iontů ve vodném roztoku a vedla k tomu, že Arrhenius v roce 1903 obdržel Nobelovu cenu za chemii .

Jak je definováno Arrheniem:

kyselina Arrhenius je látka, která se ve vodě disociuje za vzniku vodíkových iontů (H ⁺ ); to znamená, že kyselina zvyšuje koncentraci iontů H ⁺ ve vodném roztoku.

To způsobí protonaci vody nebo vytvoření hydroniového (H ₃ O ⁺ ) iontu. V moderní době je tedy symbol H ⁺ interpretován jako zkratka pro H ₃ O ⁺ , protože je nyní známo, že holý proton ve vodném roztoku neexistuje jako volný druh.

Arrheniova báze je látka, která se ve vodě disociuje za vzniku hydroxidových (OH ^- ) iontů; to znamená, že báze zvyšuje koncentraci OH ^- iontů ve vodném roztoku. "

Arrheniova definice kyselosti a zásaditosti je omezena na vodné roztoky a týká se koncentrace iontů rozpouštědla. Podle této definice, čistý H ₂ SO ₄ a kyseliny chlorovodíkové se rozpustí v toluenu, nejsou kyselé, a roztavený NaOH a roztoky amidu vápníku v kapalném amoniaku nejsou alkalické. To vedlo k vývoji Brønsted-Lowryho teorie a následné Lewisovy teorie k zodpovězení těchto nevodných výjimek.

Obecně platí, že aby se chemická látka kvalifikovala jako kyselina Arrhenius, musí po vstupu do vody buď přímo, nebo jinak způsobit:

zvýšení koncentrace vodného hydronia, nebo
pokles koncentrace vodného hydroxidu.

Naopak, aby se chemická látka kvalifikovala jako Arrheniova báze, musí po vstupu do vody buď přímo, nebo jinak způsobit:

pokles koncentrace vodného vodíku nebo
zvýšení koncentrace vodného hydroxidu.

Reakce kyseliny s bází se nazývá neutralizační reakce. Produkty této reakce jsou sůl a voda.

kyselina + báze → sůl + voda

V tomto tradičním vyjádření je acidobazická neutralizační reakce formulována jako reakce s dvojitým nahrazením . Například reakce kyseliny chlorovodíkové , HCl, s hydroxidem sodným , NaOH, roztoky produkuje roztok chloridu sodného , NaCl a některých dalších molekul vody.

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H ₂ O

Modifikátor ( aq ) v této rovnici implikoval Arrhenius, místo aby byl výslovně zahrnut. Znamená to, že látky jsou rozpuštěny ve vodě. I když všechny tři látky, kyseliny chlorovodíkové, hydroxidu sodného a chloridu sodného, se mohou vyskytovat jako čisté sloučeniny, ve vodných roztocích , které jsou zcela rozpustné do aquated ionty H ⁺ , Cl ^- , Na ⁺ a OH ^- .

Brønsted – Lowry definice

Definice Brønsted – Lowry, formulovaná v roce 1923, nezávisle Johannesem Nicolausem Brønstedem v Dánsku a Martinem Lowrym v Anglii, je založena na myšlence protonace bází prostřednictvím deprotonace kyselin - tedy schopnosti kyselin „darovat“ vodík ionty (H ⁺ ) - jinak známé jako protony - do bází, které je „přijímají“.

Acidobazická reakce je tedy odstranění vodíkového iontu z kyseliny a jeho přidání k zásadě. Odstraněním vodíkového iontu z kyseliny vzniká jeho konjugovaná báze , což je kyselina s odstraněným vodíkovým iontem. Příjem protonu bází produkuje jeho konjugovanou kyselinu , což je báze s přidaným vodíkovým iontem.

Na rozdíl od předchozích definic se definice Brønsted – Lowry nevztahuje na tvorbu solí a rozpouštědel, ale na tvorbu konjugovaných kyselin a konjugovaných bází , produkovaných přenosem protonu z kyseliny do báze. V tomto přístupu se kyseliny a zásady zásadně liší v chování od solí, které jsou považovány za elektrolyty, podléhající teoriím Debye , Onsager a dalších. Kyselina a báze nereagují za vzniku soli a rozpouštědla, ale za vzniku nové kyseliny a nové zásady. Koncept neutralizace tedy chybí. Brønsted – Lowryho acidobazické chování je formálně nezávislé na jakémkoli rozpouštědle, takže je všeobjímající více než model Arrhenius. Výpočet pH podle Arrheniova modelu závisel na alkáliích (zásadách) rozpuštěných ve vodě ( vodný roztok ). Model Brønsted – Lowry rozšířil to, co bylo možné testovat na pH, pomocí nerozpustných a rozpustných roztoků (plynných, kapalných, pevných).

Obecný vzorec pro acidobazické reakce podle definice Brønsted – Lowry je:

HA + B → BH ⁺ + A ^-

kde HA představuje kyselinu, B představuje bázi, BH ⁺ představuje konjugovanou kyselinu B a A ^- představuje konjugovanou bázi HA.

Například Brønsted-Lowryho model pro disociaci kyseliny chlorovodíkové (HCl) ve vodném roztoku by byl následující:

HCl + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ + Cl ^-

Odstranění H ⁺ z chlorovodíku vytváří chloridový ion, Cl ^- , je konjugovaná báze kyseliny. Přidání H ⁺ na H ₂ O (působící jako báze) tvoří hydroniový iont, H ₃ O ⁺ , konjugovaná kyselina báze.

Voda je amfoterní - to znamená, že může působit jako kyselina i jako báze. Model Brønsted-Lowry to vysvětluje a ukazuje disociaci vody na nízké koncentrace iontů hydronia a hydroxidu :

H ₂ O + H ₂ O ⇌ H ₃ O ⁺ + OH ^-

Tato rovnice je znázorněna na obrázku níže:

Zde jedna molekula vody působí jako kyselina, daruje H ⁺ a tvoří konjugovanou bázi, OH ^- , a druhá molekula vody působí jako báze, přijímá iont H ⁺ a tvoří konjugovanou kyselinu, H ₃ O ⁺ .

Jako příklad vody působící jako kyselina zvažte vodný roztok pyridinu , C ₅ H ₅ N.

C ₅ H ₅ N + H ₂ O ⇌ [C ₅ H ₅ NH] ⁺ + OH ^-

V tomto příkladu je molekula vody rozdělena na vodíkový iont, který je darován molekule pyridinu, a hydroxidový iont.

V modelu Brønsted-Lowry nemusí být rozpouštědlem nutně voda, jak to vyžaduje model Acrh-Base Arrhenius . Uvažujme například, co se stane, když kyselina octová , CH ₃ COOH, se rozpouští v kapalném amoniaku .

CH
₃COOH + NH
₃⇌ NH⁺
₄+ CH
₃VRKAT^-

Třídy H ⁺ iontů je odstraněn z kyseliny octové, které tvoří její konjugované báze, na acetát ion, CH ₃ COO ^- . Přidáním iontu H ⁺ k molekule amoniaku rozpouštědla se vytvoří jeho konjugovaná kyselina, amonný ion, NH⁺
₄.

Model Brønsted – Lowry nazývá látky obsahující vodík (jako HCl) kyseliny. Tak, některé látky, které mnoho lékárny považovány za kyseliny, jako je SO ₃ nebo BCL ₃ , jsou vyloučeny z této klasifikace kvůli nedostatku vodíku. Gilbert N. Lewis v roce 1938 napsal: „Omezení skupiny kyselin na ty látky, které obsahují vodík, narušuje stejně vážně systematické chápání chemie, jako by to bylo omezením pojmu oxidační činidlo na látky obsahující kyslík .“ Kromě toho se KOH a KNH ₂ nepovažují za Bronstedovy báze, ale spíše za soli obsahující báze OH ^- a NH^-
₂.

Lewisova definice

Požadavek na vodík Arrhenius a Brønsted – Lowry byl odstraněn Lewisovou definicí acidobazických reakcí, kterou navrhl Gilbert N. Lewis v roce 1923, ve stejném roce jako Brønsted – Lowry, ale byl jím rozpracován až v roce 1938. Místo toho definování acidobazických reakcí ve smyslu protonů nebo jiných vázaných látek definuje Lewisova definice bází (označovanou jako Lewisova báze ) jako sloučenina, která může darovat elektronový pár , a kyselinou ( Lewisovou kyselinou ) sloučenina, která může přijímat tento elektronový pár.

Například, fluorid boritý , BF ₃ je typický Lewisova kyselina. Může přijmout pár elektronů, protože má v oktetu volné místo . Fluoridových iontů má plný oktet a mohou darovat pár elektronů. Tím pádem

BF ₃ + F ^- → BF^-
₄

je typická reakce Lewisova kyselina, Lewisova báze. Všechny sloučeniny prvků skupiny 13 se vzorcem AX _{3 se} mohou chovat jako Lewisovy kyseliny. Podobně, sloučeniny skupiny 15 prvků s vzorce DY ₃ , jako jsou aminy , NR ₃ , a fosfiny , PR ₃ , se mohou chovat jako Lewisovy báze. Adukty mezi nimi mají vzorec X ₃ A ← DY ₃ s dativní kovalentní vazbou , zobrazenou symbolicky jako ←, mezi atomy A (akceptor) a D (donor). Sloučeniny skupiny 16 s vzorce DX ₂ mohou také působit jako Lewisovy zásady; tímto způsobem, sloučenina jako ether , R ₂ O, nebo thioether , R ₂ S, může působit jako Lewisova báze. Lewisova definice není omezena na tyto příklady. Například oxid uhelnatý působí jako Lewisova báze, když tvoří adukt s fluoridem boritým vzorce F ₃ B ← CO.

Adukty zahrnující ionty kovů se označují jako koordinační sloučeniny; každý ligand daruje pár elektronů iontu kovu. Reakce

[Ag (H ₂ O) ₄ ] ⁺ + 2NH ₃ → [Ag (NH ₃ ) ₂ ] ⁺ + 4H ₂ O

lze chápat jako acidobazickou reakci, při které silnější báze (amoniak) nahradí slabší (voda)

Definice Lewise a Brønsteda – Lowryho jsou od reakce v souladu

H ⁺ + OH ^- ⇌ H ₂ O

je acidobazická reakce v obou teoriích.

Definice systému rozpouštědel

Jedním z omezení Arrheniovy definice je spoléhání se na vodní řešení. Edward Curtis Franklin studoval v roce 1905 acidobazické reakce v kapalném amoniaku a poukázal na podobnosti s vodou založenou Arrheniovou teorií. Albert FO Germann , pracující s kapalným fosgenem , COCl
₂, formuloval teorii založenou na rozpouštědlech v roce 1925, čímž zobecnil Arrheniovu definici na aprotická rozpouštědla.

Germann poukázal na to, že v mnoha řešeních jsou ionty v rovnováze s molekulami neutrálního rozpouštědla:

solvoniové ionty: obecný název pro pozitivní ionty. (Termín solvonium nahradil starší termín lyoniové ionty : pozitivní ionty vytvořené protonací molekul rozpouštědla.)
solvátové ionty: obecný název pro záporné ionty. (Termín solvát nahradil starší termín lyátové ionty : negativní ionty vytvořené deprotonací molekul rozpouštědla.)

Například voda a amoniak procházejí takovou disociací na hydronium a hydroxid a amonný a amid :

2 H
₂O ⇌ H
₃Ó⁺
+ OH^-

2 NH
₃⇌ NH⁺
₄+ NH^-
₂

Některé aprotické systémy také procházejí takovou disociací, jako je oxid dusný na nitrosonium a dusičnan , chlorid antimonitý na dichlorantimonium a tetrachlorantimonát a fosgen na chlorkarboxonium a chlorid :

N
₂Ó
₄⇌ NE⁺
+ NE^-
₃

2 SbCl
₃⇌ SbCl⁺
₂+ SbCl^-
₄

COCl
₂⇌ COCl⁺
+ Cl^-

Rozpuštěná látka, která způsobuje zvýšení koncentrace solvatiových iontů a snížení koncentrace solvátových iontů, je definována jako kyselina . Rozpustná látka, která způsobuje zvýšení koncentrace solvátových iontů a snížení koncentrace solvatiových iontů, je definována jako báze .

V kapalném amoniaku tedy KNH
₂(dodávající NH^-
₂) je silná báze a NH
₄NE
₃(dodávající NH⁺
₄) je silná kyselina. V kapalném oxidu siřičitém ( SO
₂), thionylové sloučeniny (dodávající SO²⁺
) se chovají jako kyseliny a siřičitany (dodávající SO^2-
₃) chovají se jako základny.

Nevodné acidobazické reakce v kapalném amoniaku jsou podobné reakcím ve vodě:

+ → Na
₂[ Zn ( NH
₂)
₄]

+ → [ Zn ( NH
₃)
₄] Já
₂

Kyselina dusičná může být báze v kapalné kyselině sírové:

+ 2 H
₂TAK
₄→ NE⁺
₂+ H
₃Ó⁺
+ 2 HSO^-
₄

Jedinečná síla této definice se projevuje v popisu reakcí v aprotických rozpouštědlech; například v kapalném N
₂Ó
₄:

+ → +

Protože definice rozpouštědlového systému závisí na rozpuštěné látce i na samotném rozpouštědle, konkrétní rozpuštěnou látkou může být buď kyselina nebo báze v závislosti na volbě rozpouštědla: HClO
₄je silná kyselina ve vodě, slabá kyselina v kyselině octové a slabá báze v kyselině flurosulfonové; tato charakteristika teorie byla považována za sílu i slabost, protože některé látky (např. SO
₃a NH
₃) byly samy o sobě považovány za kyselé nebo zásadité. Na druhou stranu byla teorie systémů rozpouštědel kritizována jako příliš obecná na to, aby byla užitečná. Rovněž se předpokládá, že na vodíkových sloučeninách je něco skutečně kyselého, což není vlastnost, kterou by nevodíkové soloniové soli sdílely.

Definice Lux – Flood

Tato teorie acidobazická byla obnova teorie kyslíku kyselin a bází, navržené německý chemik Hermann Lux v roce 1939, dále se zlepšila Håkon Flood přibližně 1947 a je ještě použit v moderním geochemii a elektrochemie z roztavených solí . Tato definice popisuje kyselinu jako iont oxidu ( O²⁻
) akceptor a báze jako donor oxidových iontů. Například:

+ → MgCO
₃

+ → CaSiO
₃

+ → NE⁺
₂+ 2 SO^2-
₄

Tato teorie je také užitečná při systematizaci reakcí sloučenin vzácného plynu , zejména oxidů xenonu, fluoridů a oxofluoridů.

Usanovičova definice

Mikhail Usanovich vyvinul obecnou teorii, která neomezuje kyselost na sloučeniny obsahující vodík, ale jeho přístup, publikovaný v roce 1938, byl ještě obecnější než Lewisova teorie. Usanovichovu teorii lze shrnout tak, že definuje kyselinu jako cokoli, co přijímá negativní druhy nebo daruje pozitivní, a jako opačnou bázi. To definovalo koncept redoxu (oxidačně-redukční) jako zvláštního případu acidobazických reakcí

Některé příklady Usanovichových acidobazických reakcí zahrnují:

+ → 2 Na⁺
+ SO^2-
₄(vyměněné druhy: O²⁻
anion)

+ → 6 NH⁺
₄+ 2 SbS^3-
₄(vyměněné druhy: 3 S.²⁻
anionty)

+ → 2 Na⁺
+ 2 Cl^-
(vyměněné druhy: 2 elektrony)

Racionalizace síly Lewisových acidobazických interakcí

Teorie HSAB

V roce 1963 navrhl Ralph Pearson kvalitativní koncept známý jako princip tvrdých a měkkých kyselin a zásad . později provedeno kvantitativně s pomocí Roberta Parra v roce 1984. Výraz „tvrdý“ platí pro druhy, které jsou malé, mají stavy s vysokým nábojem a jsou slabě polarizovatelné. Výraz „měkký“ se vztahuje na druhy, které jsou velké, mají nízké stavy nabití a jsou silně polarizovatelné. Kyseliny a zásady interagují a nejstabilnější interakce jsou tvrdé - tvrdé a měkké - měkké. Tato teorie našla použití v organické a anorganické chemii.

ECW model

Model ECW vytvořen Russell S. Drago je kvantitativní model, který popisuje a předpovídá sílu Lewisovy kyseliny základních interakcí, -A H . Model přidělil parametry E a C mnoha Lewisovým kyselinám a zásadám. Každá kyselina je charakterizována E _A a C, _A . Každá základna je rovněž charakterizován svým vlastním E _B a C, _B . Parametry E a C odkazují na elektrostatický a kovalentní příspěvek k síle vazeb, které bude tvořit kyselina a báze. Rovnice je

−Δ H = E _AE _B + C _AC _B + W

Termín W představuje konstantní příspěvek energie pro acidobazickou reakci, jako je štěpení kyseliny dimerové nebo báze. Rovnice předpovídá obrácení sil kyselin a zásad. Grafické prezentace rovnice ukazují, že neexistuje jediný řád sil Lewisovy báze nebo síly Lewisovy kyseliny.

Acidobazická rovnováha

Reakce silné kyseliny se silnou bází je v podstatě kvantitativní reakcí. Například,

HCl _(aq) + Na (OH) _(aq) → H ₂ O + NaCl _(aq)

V této reakci jsou sodíkové i chloridové ionty diváky jako neutralizační reakce,

H ⁺ + OH ^- → H ₂ O

nezahrnuje je. Se slabými bázemi není přidání kyseliny kvantitativní, protože roztok slabé báze je pufrovací roztok . Roztok slabé kyseliny je také pufrovacím roztokem. Když slabá kyselina reaguje se slabou bází, vytvoří se rovnovážná směs. Například, adeninu , které jako AH, může reagovat s vodíku fosfátového iontu, HPO^2-
₄.

AH + HPO^2-
₄⇌ A ^- + H
₂PO^-
₄

Rovnovážná konstanta pro tuto reakci může být odvozena z kyselých disociačních konstant adeninu a dihydrogenfosforečnanového iontu.

[A ^- ] [H ⁺ ] = K _a1 [AH]

[ HPO^2-
₄] [H ⁺ ] = K _a2 [ H
₂PO^-
₄]

Zápis [X] znamená „koncentrace X“. Když jsou tyto dvě rovnice spojí tím, že eliminuje koncentrace vodíkových iontů, expresní pro rovnovážné konstanty K se získá.

[A ^- ] [ H
₂PO^-
₄] = K [AH] [ HPO^2-
₄]; K = K _a1K _a2

Acidobazická reakce je zvláštním případem acidobazické reakce, kdy použitá báze je také alkalická . Když kyselina reaguje s alkalickou solí (hydroxidem kovu), je produkt solí kovu a vody. Reakce kyselina-alkálie jsou také neutralizační reakce.

Obecně lze reakce mezi kyselinami a zásadami zjednodušit na

ACH^-
_(aq) + H⁺
_(aq) → H
₂Ó

vynecháním diváckých iontů .

Kyseliny jsou obecně čisté látky, které obsahují vodíkové kationty ( H⁺
) nebo je přimět k výrobě v řešeních. Kyselina chlorovodíková ( HCl ) a kyselina sírová ( H
₂TAK
₄) jsou běžné příklady. Ve vodě se rozpadají na ionty:

HCl → H⁺
_(aq) + Cl^-
_(aq)

H
₂TAK
₄→ H⁺
_(aq) + HSO^-
₄_(aq)

Alkálie se rozpadá ve vodě za vzniku rozpuštěných hydroxidových iontů:

NaOH → Na⁺
_(aq) + OH^-
_(aq)

Viz také

Poznámky

Reference

Zdroje

Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart; Wothers, Peter (2000). Organic Chemistry (první vydání). Oxford University Press.
Finston, HL; Rychtman, AC (1983). Nový pohled na současné teorie kyselých bází . New York: John Wiley & Sons.
Meyers, R. (2003). Základy chemie . Greenwood Press.
Miessler, GL; Tarr, DA (1991). Anorganická chemie .

Languages

In other projects

Acidobazická reakce - Acid–base reaction

Obsah