Бренстед-Лауријева теорија киселина и база

Бренстед-Лауријева теорија представља теорију киселина и база коју су независно један од другог предложили Јоханес Николаус Бренстед и Мартин Лаури 1923. У овом систему су Бренстедове базе и Бренстедове киселине дефинисане тако што је киселина молекул или јон који је у могућности да изгуби или донира катјон водоника тј. протон H⁺, а база је врста која је у могућности да прихвати катјон водоника тј. протон.

Вода као и киселина и база. Један H₂O се понаша као база и прихвата H⁺ да би постао H₃O⁺; други H₂O се понаша као киселина и губи H⁺ при чему постаје OH^-.

Особине киселина и база

Ако се неко једињење понаша као киселина тј. донира протон онда мора постојати база која ће прихватити протон. Тако да концепт Бренстед-Лаурија може бити представљен реакцијом

киселина + база ⇌ коњугована база + коњугована киселина.

Коњугована база је јон или молекул који остаје након што киселина изгуби протон а коњугована киселина је врста која настаје након што база прими протон. Реакција се може одвијати у оба смјера и у оба случаја киселина донира протон бази.

Вода је амфотерна и може се понашати и као киселина и као база. У реакцији са сирћетном киселином вода се понаша као база:

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO^- + H₃O⁺

Ацетатни јон CH₃COO^- је коњугована база сирћетне киселине а хидронијум јон H₃O⁺ је коњугована киселина воде као базе.

Вода се може понашати и као киселина, на примјер када реагује са амонијаком. Једначина ове реакције је:

H₂O + NH₃ ⇌ OH^- + NH₄⁺

у којој вода донира протон амонијаку. Хидроксидни јон је коњугована база воде која се понаша као киселина а амонијум јон је коњугована киселина базе амонијака.

Јаке киселина као што је хлороводонична киселина дисосује потпуно. Слабе киселине као што је сирћетна киселина дисосују дјелимично при чему је константа дисоцијације киселине, pKa квантитативна мјера јачине киселине.

Велики број једињења може бити класификовано у Бренстед-Лауријеве киселине: неорганске киселине и њихови деривати као што су сулфонати, фосфонати итд., карбоксилне киселине, амини, карбонске киселине, 1,3 дикетони као што је ацетилацетон, етил ацетоацетат или Мелдрумова киселина и многе друге. Луисова база која је дефинисана као донор електронског пара може се понашати као Бренстед-Лауријева база пошто слободни електронски пар може бити дониран протону. То значи да концепт Бренстеда и Лаурија није ограничен само на водене растворе. Сваки растварач који је донор електронског пара се може понашати као акцептор протона.

AH + S: ⇌ A^- + SH⁺

Типични растварачи донори који се користе у хемији киселина и база су диметил-сулфоксид или течни амонијак имају атом кисеоника или азота са слободним електронским паром који може бити кориштен да се веже са протоном.

Бренстедова киселост неких Луисових киселина

Неке Луисове киселине које су дефинисане као акцептор електронског пара се такође могу понашати и као Бренстед-Лауријеве киселине. На примјер јон алуминијума Al³⁺ може прихватити електронске парове воде као у сљедећој реакцији:

Al³⁺ + 6H₂O → Al(H₂O)₆³⁺

Водени јон који је формиран је слаба Бренстед-Лауријева киселина:

Al(H₂O)₆³⁺ + H₂O ⇌ Al(H₂O)₅OH²⁺ + H₃O⁺ .....Ka = 1.7 x 10^-5

Укупна реакција је описана као кисела хидролиза алуминијумовог јона. Међутим не показују све Луисове киселине и Бренстед-Лауријеву киселост. Магнезијумов јон реагује слично као Луисова киселина са шест молекула воде:

Mg²⁺ + 6H₂O → Mg(H₂O)₆²⁺

али овдје нема размјене протона и Бренстед-Лауријева киселост воденог јона је занемарива (Ka ~ 10^-12). Борна киселина такође илуструје корисност Бренстед-Лауријевог концепта за киселину која не дисосује, али ефективно донира протон бази тј. води. Реакција је:

B(OH)₃ + 2H₂O ⇌ B(OH)₄^- + H₃O⁺

Овдје се борна киселина понаша као Луисова киселина и прихвата електронски пар са атома кисеоника из једног молекула воде који затим донира протон другом молекулу воде и зато се понаша као Бренстедова киселина.