תאוריית ברונסטד–לאורי

תאוריית ברונסטד–לאורי (באנגלית: Brønsted–Lowry acid–base theory; קרויה גם תאוריית הפרוטונים של חומצות ובסיסים<ref></ref>) היא תאוריה עבור תגובת חומצה-בסיס, שהציעו באופן עצמאי יוהאנס ניקולאוס ברונסטד ותומאס מרטין לאורי ב-1923<ref></ref><ref></ref>. הרעיון הבסיסי של תיאוריה זו הוא שכאשר חומצה ובסיס מגיבים זה עם זה, החומצה יוצרת את הבסיס המצומד שלה, והבסיס יוצר את החומצה המצומדת שלו על ידי העברת פרוטון (קטיון המימן, או <sup>+</sup>H) מהחומצה אל הבסיס.

התאוריה היא הכללה של תאוריית ארניוס, שמתארת את אותה התופעה רק בתמיסות מימיות. עם זאת, התאוריה אינה כוללת תגובות חומצה-בסיס שאינן כרוכות בחילופי פרוטונים, וכדי לאפשר סיווג רחב יותר של תגובות חומצה-בסיס, נוצרה תאוריית החומצה-בסיס של לואיס.

==הגדרה של חומצות ובסיסים==

לפי תאוריית ארניוס, אשר קדמה לתאוריית ברונסטד–לאורי, חומצות מוגדרות כחומרים שמתפרקים בתמיסה מימית, כך שנוצרים יוני הידרון () בעוד שבסיסים מוגדרים כחומרים שמתפרקים בתמיסה מימית ומשחררים יוני הידרוקסיד ()<ref></ref>.

בשנת 1923 הציעו הכימאים הפיזיקליים יוהאנס ניקולאוס ברונסטד מדנמרק ותומאס מרטין לאורי מהממלכה המאוחדת באופן עצמאי כיחידים את התאוריה הנושאת את שמם<ref></ref><ref></ref>. בתאוריית ברונסטד–לאורי, ההגדרה של חומצות ובסיסים נובעת מהאופן שבו הם מגיבים זה עם זה, דבר המאפשר מענה רחב וכללי יותר עבור חומרים שונים<ref name=":0"></ref>.

ההגדרה מתבטאת במונחים של ביטוי שיווי משקל:
:חומצה מצומדת + בסיס מצומד ⇌ בסיס + חומצה
באמצעות חומצה HA ובסיס B, ניתן לכתוב את המשוואה באופן סמלי כך:

:<chem>HA + B <=> A- + HB+</chem>

החץ הדו-כיווני, ⇌, נמצא בשימוש מכיוון שהתגובה יכולה להתרחש הן בכיוון התוצרים והן בכיוון המגיבים. החומצה, HA, יכולה לאבד פרוטון כדי להפוך לבסיס המצומד שלה, <sup>−</sup>A. הבסיס, B, יכול לקבל פרוטון כדי להפוך לחומצה המצומדת שלו, <sup>+</sup>HB. רוב תגובות החומצה-בסיס הן מהירות, ולכן רכיבי התגובה נמצאים בדרך כלל בשיווי משקל דינמי זה עם זה<ref></ref>.

===גורמים ליציבות החומצות והבסיסים===
ככל שהחומצה חזקה יותר כך הבסיס המצומד חלש יותר, ולהפך.

בהסתכלות על תגובת הפירוק של חומצה HA, ותגובת הפירוק של החומצה המצומדת של בסיס <sup>+</sup>HB ועל קבועי הפירוק שלהם ניתן לקבוע כי:

<chem>HA + H_2O_{(l)} <=>[K_a] H_3O_{(aq)}^+ + A^{-}_{(aq)}</chem>

<chem>HB_{(aq)}^+ + H_2O_{(l)} <=>[K_b^{-1}] H_3O_{(aq)}^+ + B</chem>

עבור חומצה חזקה יותר, ערך ה-pK<sub>a</sub> (האות p מבטאת <math>-\log</math> ו-K<sub>a</sub> הוא קבוע הדיסוציאציה של חומצה) שלה נמוך יותר. בתגובת שיווי משקל, שבה משתתפים חומצה ובסיס אורגניים, נקבעת הנטייה של התגובה על פי ערכם היחסי של pK<sub>a</sub> של שתי החומצות בתגובות (הישירה וההפוכה). הכיוון המועדף של התגובה הוא יצירת חומצה חלשה מחומצה חזקה.

בחומצות שבהן האטומים האלקטרושליליים דומים בגודלם, החומצה החזקה ביותר היא זו שבה אטום המימן קשור לאטום האלקטרושלילי ביותר. לדוגמה, CH<sub>3</sub>OH חומצי יותר מאשר CH<sub>3</sub>NH<sub>2</sub>. כך גם אפקט אינדוקטיבי של משיכת אלקטרונים גורם להגברת החומציות. כשהאלקטרושליליות של הקבוצה מושכת האלקטרונים גדולה יותר, וככל שהיא קרובה יותר לאטום המימן החומצי, כך החומצה חזקה יותר. לדוגמה, FCH<sub>2</sub>COOH חומצה חזקה יותר מ-ClCH<sub>2</sub>COOH, משום שפלואור אלקטרושלילי יותר מכלור.

גורם נוסף המשפיע על החומציות הוא הכלאת אורביטלים אטומיים. אורביטלי s קרובים יותר לגרעין מאשר אורביטלי p, לכן ככל שאופי s בקשר עם אטום המימן גבוה יותר בהכלאה כך הקשר עם אטום המימן קרוב יותר לגרעין. כלומר, אלקטרושלילי יותר, והפרוטון יהיה חומצי יותר. על כן, אטום בעל הכלאה sp הוא אלקטרושלילי יותר מאטום בעל הכלאה של sp<sup>2</sup>, והאחרון יותר אלקטרושלילי מאטום בעל הכלאה של sp<sup>3</sup>.
{| class="wikitable"
!תרכובת
!הכלאה
!אחוז s בהכלאה
!pK<sub>a</sub>
|-
|C<sub>2</sub>H<sub>6</sub>
|sp<sup>3</sup>
|25%
|50
|-
|C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>
|sp<sup>2</sup>
|33%
|44
|-
|C<sub>2</sub>H<sub>2</sub>
|sp
|50%
|25
|}
אלקטרונים לא מאותרים מייצבים את התרכובות השונות. היבריד רזוננטיבי הוא מיצוע של המבנים הרזוננטיביים השונים הנבדלים זה מזה במיקום זוגות האלקטרונים הלא-קושרים ואלקטרוני <math>\pi</math>; בסיס בעל אלקטרונים לא מאותרים יציב יותר (חלש יותר) מבסיס דומה בעל אלקטרונים מאותרים.

עבור תרכובת הנושאת שתי קבוצות חומציות, הבסיס המגיב עמה ירחיק את הפרוטון מהקבוצה החומצית יותר. הוספת אקוויוולנט של בסיס תגרום להרחקת הפרוטון מהקבוצה החומצית השנייה. באופן דומה, כאשר התרכובת נושאת שתי קבוצות בסיסיות, הקבוצה הבסיסית יותר תעבור ראשונה פרוטונציה והוספת אקוויוולנט של חומצה יגרום לפרוטונציה של הקבוצה הבסיסית השנייה.

==תמיסות מימיות==
פרוטון ([[הידרון)}}]]
בתגובת חומצה-בסיס הבאה:

<chem>CH3 COOH + H2O <=> CH3 COO- + H3O+</chem>

חומצה אצטית, CH<sub>3</sub>COOH, היא חומצה בשל יכולתה לתרום פרוטון למים (H<sub>2</sub>O) והופכת לבסיס המצומד שלה, יון האצטט (<sup>−</sup>CH<sub>3</sub>COO). H<sub>2</sub>O הוא בסיס בשל יכולתו לקבל פרוטון מ-CH<sub>3</sub>COOH והופך לחומצה המצומדת שלו, יון ההידרוניום (<sup>+</sup>H<sub>3</sub>O)<ref></ref>. התגובה ההופכית לתגובת חומצה-בסיס היא גם תגובת חומצה-בסיס בין החומצה המצומדת של הבסיס בתגובה הראשונה לבסיס המצומד של החומצה<ref></ref>. בדוגמה לעיל אצטט הוא הבסיס של התגובה ההופכית ויון הידרוניום הוא החומצה.

<chem>H3O ^{+} + CH3 COO- <=> CH3 COOH + H2O</chem>

מה שקובע איזו משתי התגובות תהיה השולטת הוא, במקרה זה, קבוע הדיסוציאציה של החומצה, שעומד ביחס ישר להיווצרות תוצרים<ref name=":0" />.

===בכימיה אי אורגנית===
המחלקה הגדולה ביותר של חומצות במים מורכבת מצורונים התורמים פרוטונים מקבוצת OH-, אשר מחוברת לאטום מרכזי. פרוטון מסוג זה בעל יכולת מסירה, והוא נקרא פרוטון חומצי, על מנת להבדילו מפרוטונים אחרים שעשויים להימצא במולקולה, דוגמת פרוטוני מתיל לא-חומציים ב-CH<sub>3</sub>COOH.

ישנן שלוש קבוצות של חומצות:
* חומצה מימית, שבה הפרוטון החומצי אשר קיים במולקולת המים, נקשר ליון המתכת המרכזי.

:<chem>E(OH2) (aq) + H2O (l) <=> E(OH)- (aq) + H3O+ (aq)</chem>

:לדוגמה:

:<chem>[Fe(OH2)6]^3+ (aq) + H2O (l) <=> [Fe(OH2)5OH]^2+ (aq) + H3O+ (aq)</chem>
* חומצה הידרוקסידית (hydroxoacid), שבה פרוטון חומצי נמצא בקבוצת הידרוקסיל ללא קבוצת oxo שכנה (O=). דוגמה לכך היא Te(OH)<sub>6</sub>.
* חומצה חַמְצָנִית<ref></ref> (oxoacid), שבה הפרוטון החומצי נמצא על קבוצה הידרוקסילית עם קבוצת oxo מחוברת לאותו אטום. חומצה גופרתית, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (O<sub>2</sub>S(OH)<sub>2</sub>;5), היא דוגמה לחומצה חמצנית.

==חומרים אמפוטריים==
האופי האמפוטרי של המים
המהות של תאוריית ברונסטד-לאורי היא שחומצה קיימת רק ככזו ביחס לבסיס, ולהפך. מים הם אמפוטריים, משמע הם יכולים להגיב הן כחומצה הן כבסיס.

באיור משמאל, מולקולה אחת של H<sub>2</sub>O פועלת כבסיס ומקבלת את <sup>+</sup>H כדי להפוך ל-<sup>+</sup>H<sub>3</sub>O בעוד השנייה פועלת כחומצה ומוסרת את <sup>+</sup>H כדי להפוך ל-<sup>−</sup>OH<ref name=":1"></ref>.

יון המימן (<sup>+</sup>H), או יון ההידרוניום (<sup>+</sup>H<sub>3</sub>O), הוא חומצת ברונסטד-לאורי בתמיסות מימיות, ויון הידרוקסיד הוא בסיס, מתוקף תגובת הדיסוציאציה העצמית<ref name=":1" />.

<chem>H2O + H2O <=> H3O+ + OH-</chem>

בתהליך זה, הנקרא "יינון עצמי של מים", כאשר התגובה קדימה (מייננת מים) והתגובה אחורה (יונים נקשרים ליצירת מים) מתרחשות באותו קצב, המערכת נמצאת בשיווי משקל דינמי<ref></ref>.

===תמיסות לא-מימיות===

תגובה אנלוגית מתרחשת באמוניה נוזלית:

<chem>NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2^{-}</chem>

לפיכך, יון האמוניום, <sup>+</sup>NH<sub>4</sub>, ממלא אותו תפקיד באמוניה נוזלית כמו יון ההידרוניום במים, ויון האמיד, <sup>-</sup>NH<sub>2</sub>, מקביל ליון הידרוקסיד. מלחי אמוניום מתנהגים כחומצות, ואמידים מתנהגים כבסיסים.

ממסים לא-מימיים אחדים יכולים להתנהג כבסיסים, כלומר, מקבלי פרוטונים, ביחס לחומצות ברונסטד-לאורי<ref></ref>:

<chem>HA + S <=> A- + SH+</chem>

כאשר S מייצג מולקולת ממס. הממסים החשובים ביותר מסוג זה הם דימתיל סולפוקסיד, DMSO, ואצטוניטריל, CH<sub>3</sub>CN, מכיוון שמבחינה היסטורית ממסים אלו היו בשימוש נרחב למדידת קבועי דיסוציאציה של חומצה עבור מולקולות אורגניות. מאחר ש-DMSO הוא קולט פרוטונים חזק יותר מ-H<sub>2</sub>O החומצה הופכת לחומצה חזקה יותר בממס זה מאשר במים<ref></ref>. ואכן, מולקולות רבות מתנהגות כחומצות בתמיסה לא מימית שאינן עושות זאת בתמיסה מימית. מקרה קיצוני מתרחש עם חומצות פחמן, כאשר מפיקים פרוטון מקשר C-H<ref></ref>.

ממסים לא-מימיים אחדים יכולים להתנהג כחומצות. ממס חומצי יגביר את הבסיסיות של חומרים המומסים בו. לדוגמה, התרכובת CH<sub>3</sub>COOH ידועה בתור חומצה אצטית בגלל התנהגותה החומצית במים. עם זאת, התרכובת מתנהגת כבסיס במימן כלורי נוזלי, ממס הרבה יותר חומצי.

<chem>HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+</chem>

==השוואה עם תאוריית לואיס==
[[דיאגרמת ון לתאוריות העיקריות של חומצה-בסיס]]
באותה השנה בה פרסמו ברונסטד ולאורי את התאוריה שלהם, גילברט ניוטון לואיס הציע תאוריה אלטרנטיבית עבור תגובות חומצה–בסיס. תאוריית לואיס מבוססת על מבנה אלקטרוני . בסיס לואיס מוגדר כצורון בעל אורביטל המאוכלס בזוג אלקטרונים לא קושרים שיכול לתרום זוג אלקטרונים לחומצת לואיס, צורון בעל אורביטל ריק מאלקטרונים שיכול לקבל זוג אלקטרונים<ref name=review1940></ref>. הצעתו של לואיס נותנת הסבר לסיווג ברונסטד–לאורי במונחים של מבנה אלקטרוני.

<chem>HA + B <=> A- + HB+</chem>

בתגובה זו מוצגים גם הבסיס, B, וגם הבסיס המצומד, <sup>−</sup>A, הנושאים זוג בודד של אלקטרונים, והפרוטון, שהוא חומצת לואיס, מועבר ביניהם.
תוצר-סיפוח של אמוניה ובור טריפלואוריד

מאוחר יותר, לואיס כתב כי "הגבלה של קבוצת החומצות לאותם חומרים המכילים מימן מהווה התערבות כה גדולה בהבנה הסיסטמטית של הכימיה כמו ההגבלה של המונח "גורם מחמצן" לחומרים המכילים חמצן"<ref name=review1940/>. בתאוריית לואיס, חומצה, A ובסיס B, יוצרים תוצר סיפוח AB, שבו זוג האלקטרונים משמש ליצירת קשר קואורדינטיבי בין A ל-B. עניין זה מומחש עם היווצרות תוצר-הסיפוח H<sub>3</sub>N-BF<sub>3</sub> מאמוניה ובורון טריפלואוריד, תגובה שאינה יכולה להתרחש בתמיסה מימית מכיוון שבורון טריפלואוריד מגיב בעוצמה רבה עם מים בתגובת הידרוליזה.

<chem>BF3 + 3H2O -> B(OH)3 + 3HF</chem>

<chem>HF <=> H+ + F-</chem>

חומצה בורית מוכרת כחומצת לואיס בזכות התגובה הבאה:

<chem>B(OH)3 + 2H2O <=> B(OH)4- + H3O+</chem>

במקרה זה, החומצה אינה מוסרת פרוטון, אלא הבסיס, H<sub>2</sub>O. תמיסה של B(OH)<sub>3</sub> היא חומצית מכיוון שיוני מימן משתחררים בתגובה זו<ref></ref>.

ישנן עדויות מובהקות לכך שתמיסות מימיות מדוללות של אמוניה מכילות כמויות זניחות של יון האמוניום,

<chem>H2O + NH3 -> OH- + NH+4</chem>

וכי כאשר היא מומסת במים, אמוניה מתפקדת כבסיס לואיס<ref></ref>.

דוגמה לחומר נוסף העומד בהגדרת ברונסטד-לאורי או בהגדרה רחבה יותר, שנמצאת מחוץ לתחום התקפות של ברונסטד-לאורי, ניתן לראות בחומרים אמפוטריים כגון אלומיניום הידרוקסיד, Al(OH)<sub>3</sub><ref></ref><ref></ref>:

<chem>Al (OH)3 + OH- <=> Al(OH)^{-}4</chem> - מתנהג כחומצת לואיס בתווך בסיסי, מכיוון שאין חילופי פרוטונים זה עם זה;

<chem>3H+ + Al (OH)3<=> 3H2O + Al^{3+} (aq)</chem> - מתנהג כבסיס ברונסטד-לאורי בתווך חומצי.

==השוואה לתאוריית לוקס-פלד==
בתאוריית לוקס-פלד, תגובות בין תחמוצות במצב נוזלי או מוצק מושוות לתגובות חומצה-בסיס, מה שלא נלקח בחשבון בתאוריית ברונסטד-לאורי. בתאוריה זאת, חומצה מוגדרת כקולטת תחמוצת, בעוד שבסיס יהיה התורם שלה<ref></ref>. למשל, התגובה<ref></ref>:

<chem>SiO2 + CaO -> CaO*SiO2</chem>

מיוצגת באופן כללי על ידי:

<chem>acid + base -> salt</chem>

תגובה זו אינה עונה על ההגדרה של תאוריית ברונסטד-לאורי לחומצות ובסיסים. מצד שני, תחמוצת המגנזיום (MgO) פועלת כבסיס כאשר היא מגיבה עם תמיסה מימית של חומצה<ref></ref>.

<chem>2H+ + MgO(s) -> Mg^{2+}(aq) + H2O</chem>

על פי ברונסטד-לאורי, צורן דו-חמצני (SiO<sub>2</sub>) המומס במים, אמור להיות חומצה חלשה<ref></ref>.

<chem>SiO2(s) + 2H2O <=> Si(OH)4 (solution)</chem>

<chem>Si(OH)4 <=> Si(OH)3O- + H+</chem>

לפי תאוריית לוקס-פלד, תרכובות כדוגמת MgO ו-SiO<sub>2</sub> בפאזה מוצקה, עשויות להיות מסווגות כחומצות או בסיסים. לדוגמה, המינרל אוליבין עשוי להיחשב כתרכובת של תחמוצת בסיסית, MgO, עם תחמוצת חומצית, סיליקה, SiO<sub>2</sub>.

==ראו גם==
* בופר

==לקריאה נוספת==
* 
* 
* 
* 

==קישורים חיצוניים==

* 
* 
* 
* 

==ביאורים==

==הערות שוליים==

קטגוריה:כימיה של שיווי משקל
קטגוריה:כימיה: תאוריות