Thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Bước tới: menu, tìm kiếm

Trong hóa học, thuyết Brønsted-Lowry là một trong các thuyết axit-bazơ, được đề xuất độc lập bởi Johannes Nicolaus BrønstedThomas Martin Lowry vào năm 1923.[1][2] Trong hệ thống này, một axít được định nghĩa là bất kỳ chất nào (phân tử hoặc ion) có khả năng nhường proton H+, và một bazơ là chất có khả năng nhận proton. Bởi vậy nếu có một hợp chất là axit, nhường đi một proton, sẽ phải có một bazơ nhận proton này. Vì thế nên thuyết Brønsted–Lowry có thể định nghĩa bằng phản ứng

axít + bazơ cân bằng với bazơ liên hợp + axít liên hợp.

Bazơ liên hợp là phân tử hoặc ion còn lại sau khi axit đã nhường đi một proton, và axit liên hợp là chất được tạo khi bazơ đã nhận proton. Phản ứng có thể xảy ra theo chiều thuận hoặc nghịch; trong từng trường hợp axit nhường một proton cho bazơ.

Nước là một chất lưỡng tính có thể phản ứng như một axit hoặc bazơ. Trong phản ứng giữa axit axetic, CH3CO2H, và nước, H2O, nước phản ứng như là một bazơ.

CH3CO2H + H2O cân bằng với CH3CO2- + H3O+

Ion axetat, CH3CO2-, là bazơ liên hợp của axit axetic và ion H3O+ là axit liên hợp của bazơ và nước.

Nước cũng có thể phản ứng như một axít, ví dụ như khi phản ứng với amoniac. Phương trình cho phản ứng này là:

H2O + NH3 cân bằng với OH- + NH4+

Trong đó H2O nhường một proton cho NH3. Ion hiđrôxit là bazơ liên hợp của nước có tính chất như một axít

Một axit mạnh, như axit clohiđric, phân ly hoàn toàn. Một axit, như axit axetic, có thể chỉ phân ly một phần; hằng số phân ly axit, pKa, là giá trị để đo độ mạnh của axit.

Một số lượng lớn các hợp chất có thể phân loại theo thuyết Brønsted–Lowry : các axit vô cơ và các dẫn xuất như các sulfonat, phosphonat, v.v., các axit cacboxylic, amin, axit carbon, 1,3-diketone như acetylacetone, ethyl acetoacetate hoặc axit Meldrum và rất nhiều các chất khác nữa.

Một bazơ Lewis, được định nghĩa là một cặp electron nhường, có thể hoạt động như một bazơ Brønsted–Lowry khi một cặp electron có thể nhường đến một proton. Có nghĩa là thuyết Brønsted–Lowry không chỉ giới hạn trong các dung dịch nước. Bất kỳ dung môi nào, như S, có thể hoạt động như chất nhận proton.

AH + S: cân bằng với A- + SH+

Các dung môi nhường thường gặp trong hóa axit-bazơ, như dimethyl sulphoxide hoặc dung dịch ammoniac có một nguyên tử ôxy hoặc nitơ còn một cặp electron chưa sử dụng có thể liên kết với một proton.

Tính axit Bronsted của một số axit Lewis[sửa | sửa mã nguồn]

Một vài axit Lewis, được định nghĩa là cặp electron nhận, có thể hoạt động như một axit Brønsted–Lowry. Ví dụ như ion nhôm Al3+ có thể nhận cặp electron từ phân tử nước, như trong phản ứng

Al3+ + 6H2O → Al(H2O)63+

Ion nước thể hiện là một axit Brønsted–Lowry yếu.

Al(H2O)63+ + H2O cân bằng với Al(H2O)5OH2+ + H3O+.....Ka = 1.7 x 10-5

Toàn bộ phản ứng miêu tả tính thủy phân axit của ion nhôm.

Tuy vậy nhưng không phải tất cả các axit Lewis tạo tính axit Brønsted–Lowry. Ion magie phản ứng như là một axit Lewis với 6 phân tử nước

Mg2+ + 6H2O → Mg(H2O)62+

nhưng ở đây không có proton nào được trao đổi khi mà tính axit Brønsted–Lowry của ion nước là không đáng kể (Ka ~ 10−12) Axit boric cũng là một ví dụ cho thấy ưu điểm của thuyết Brønsted–Lowry cho một axit không phân ly, nhưng có thể nhường một proton cho bazơ là nước.

B(OH)3 + 2H2O cân bằng với B(OH)4- + H3O+

Trong phản ứng này axit boric hoạt động như một axit Lewis và nhận một cặp electron của oxy từ một phân tử này, chuyển một proton đến phân tử nước thứ hai và mang hoạt tính của một axit Bronsted.

Xem thêm[sửa | sửa mã nguồn]

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ R.H. Petrucci, W.S. Harwood, and F.G. Herring, General Chemistry (8th edn, Prentice-Hall 2002), p.666
  2. ^ G.L. Miessler and D.A. Tarr, Inorganic Chemistry (2nd edn, Prentice-Hall 1998), p.154