| Acid và base |
| --- |
| * Acid
* Phản ứng acid–base
* Độ mạnh của acid
* Hàm acid
* Lưỡng tính
* Base
* Dung dịch đệm
* Hằng số phân ly
* Hóa học cân bằng
* Chiết
* Hàm acid Hammett
* pH
* Ái lực proton
* Sự tự điện ly của nước
* Chuẩn độ
* Xúc tác acid Lewis
 |
| 
Các dạng acid |
| * Brønsted–Lowry
* Lewis
* Acceptor
* Vô cơ
* Hữu cơ
* Mạnh
* Siêu acid
* Yếu
* Rắn
 |
| 
Các dạng base |
| * Brønsted–Lowry
* Lewis
* Donor
* Hữu cơ
* Mạnh
* Siêu base
* Phi nucleophil
* Yếu
 |
| * x
* t
* s
 |

**Thuyết Brønsted–Lowry** là một thuyết về phản ứng acid–base do Johannes Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry đề xuất một cách độc lập vào năm 1923. Theo thuyết này, khi một acid phản ứng với một base thì acid tạo thành base liên hợp của nó, và base tạo thành acid liên hợp của nó thông qua trao đổi một proton (cation hydro, hay H+). Thuyết này là một dạng khái quát hóa của thuyết Arrhenius.

Định nghĩa acid và base
-----------------------

Johannes Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry phát biểu một cách độc lập rằng acid là chất nhường proton (H+) và base là chất nhận proton.
Thuyết Arrhenius phát biểu rằng acid là chất phân ly trong dung dịch nước tạo thành H+ (ion hydro hoặc là proton) còn base là chất phân ly trong dung dịch nước tạo thành OH− (ion hydroxide).

Năm 1923, nhà hóa lý Johannes Nicolaus Brønsted người Đan Mạch và Thomas Martin Lowry người Anh đã đề xuất một cách đồng thời và độc lập thuyết acid–base mang tên hai ông, đánh dấu một bước phát triển mới so với thuyết Arrhenius. Trong thuyết Brønsted–Lowry, acid và base được định nghĩa theo cách chúng phản ứng với nhau. Định nghĩa này được biểu diễn qua phương trình cân bằng sau:

acid + base ⇌ base liên hợp + acid liên hợp.
Với HA là một acid, phương trình trên có thể được viết dưới dạng:

HA + B ⇌ A− + HB+
Ký hiệu ⇌ trong phương trình trên ám chỉ đây là phản ứng thuận nghịch xảy ra ở hai chiều ngược nhau. Acid HA là **chất cho proton**, tức là có thể mất đi một proton để trở thành base liên hợp của nó là A−. Còn base B là **chất nhận proton**, tức là có thể nhận một proton để trở thành acid liên hợp của nó là HB+. Đa số phản ứng acid–base đều xảy ra nhanh để tất cả các thành phần của phản ứng đều nằm trong trạng thái cân bằng động với nhau.

Dung dịch nước
--------------

Acid acetic, một acid yếu, nhường một proton (ion hydro, màu xanh) cho nước trong một phản ứng cân bằng để tạo ra ion acetat và ion hydroni. 
  Oxy
  Carbon
  Hydro
  Proton (ion hydro)Xét phản ứng acid–base sau:

{\displaystyle {\ce {CH3COOH + H2O <=> CH3COO- + H3O+}}}.
Acid acetic, CH3COOH, là một acid vì nó nhường một proton cho nước (H2O) và trở thành base liên hợp của nó, ion acetat (CH3COO−). H2O là một base vì nó nhận một proton từ CH3COOH và trở thành acid liên hợp của nó, ion hydroni (H3O+).

Phản ứng chiều nghịch của một phản ứng acid–base cũng là một phản ứng acid–base, giữa acid liên hợp của base ban đầu và base liên hợp của acid ban đầu. Trong ví dụ trên, acetat là base của phản ứng chiều nghịch và ion hydroni là acid.

{\displaystyle {\ce {H3O+ + CH3COO- <=> CH3COOH + H2O}}}
Điểm mạnh của thuyết Brønsted–Lowry so với thuyết Arrhenius là nó không yêu cầu một acid phải phân ly trong nước.

Chất lưỡng tính
---------------

Tính lưỡng tính của nước.
Bản chất của thuyết Brønsted–Lowry là một acid chỉ tồn tại liên quan đến một base và ngược lại. Nước là một chất lưỡng tính vì nó có thể đóng vai trò là một acid hoặc một base. Trong hình bên phải, một phân tử H2O đóng vai trò là base và nhận thêm H+ để trở thành H3O+ trong khi phân tử còn lại đóng vai trò là acid và mất H+ để trở thành OH−.

### Dung dịch không phải nước

Ion hydro hoặc ion hydroni là một acid Brønsted–Lowry trong dung dịch nước, và ion hydroxide là một base theo phản ứng tự phân ly:

{\displaystyle {\ce {H2O + H2O <=> H3O+ + OH-}}}.
Một phản ứng tương tự xảy ra đối với amonia:

{\displaystyle {\ce {NH3 + NH3 <=> NH4+ + NH2-}}}.
Do đó, ion amoni NH4+ đóng vai trò trong amonia lỏng giống như ion hydroni trong nước, và ion amide NH2− tương ứng với ion hydroxide. Muối amoni có tính chất như acid, và muối amit có tính base.

Một số dung môi không nước có thể có tính base, đóng vai trò là chất nhận proton, liên quan đến acid Brønsted–Lowry:

{\displaystyle {\ce {HA + S <=> A- + SH+}}}
với S là một phân tử dung môi. Một số dung môi như vậy bao gồm dimethyl sulfoxide (DMSO) và acetonitrile (CH3CN); đó là những dung môi quan trọng nhất vì chúng được dùng phổ biến để đo hằng số điện ly acid của các phân tử hữu cơ. Vì DMSO là chất nhận proton mạnh hơn H2O nên acid trở thành acid mạnh hơn trong dung môi này so với nước. Thật vậy, nhiều phân tử có tính acid trong dung dịch không nước dù không có tính chất này trong dung dịch nước. Một trường hợp đặc biệt xảy ra với acid carbon, trong đó một proton được lấy ra từ một liên kết C−H.

Một số dung môi không phải nước khác có thể có tính acid. Dung môi acid làm tăng tính base của các chất tan trong nó. Ví dụ, hợp chất CH3COOH được gọi là acid acetic do tính acid của nó trong nước. Tuy nhiên nó lại đóng vai trò là một base trong hydro chloride lỏng, vốn là một dung môi có tính acid mạnh hơn nhiều:

{\displaystyle {\ce {HCl + CH3COOH <=> Cl- + CH3C(OH)2+}}}

Tham khảo
---------

1. ↑  Myers 2003, tr. 157–161.
2. ↑  Brönsted, J. N. (1923). "Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen". *Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas*. **42** (8): 718–728. doi:10.1002/recl.19230420815.
3. ↑  Lowry, T. M. (1923). "The uniqueness of hydrogen". *Journal of the Society of Chemical Industry*. **42** (3): 43–47. doi:10.1002/jctb.5000420302.
4. ↑  Masterton, Hurley & Neth 2011, tr. 433.
5. ↑  Ebbing & Gammon 2010, tr. 644–645.
6. ↑  Whitten và đồng nghiệp 2013, tr. 350.
7. ↑  Lew 2009, tr. 30−31.
8. ↑  Patrick 2012, tr. 76.
9. ↑  Holliday & Massey 1965, tr. 3.
10. ↑  Reich, Hans J. "Bordwell pKa Table (Acidity in DMSO)". Khoa Hóa học, Đại học Wisconsin-Madison. Bản gốc lưu trữ ngày 9 tháng 10 năm 2008. Truy cập ngày 8 tháng 11 năm 2020.
11. ↑  Waddington 1965, tr. 104.

Thư mục
-------

* Stoker, H. Stephen (2012). *General, Organic, and Biological Chemistry*. Cengage Learning. ISBN 1-133-10394-4.
* Holliday, A.K.; Massey, A.G. (1965). *Inorganic Chemistry in Non-Aqueous Solvents*. Pergamon Press.
* Waddington, T.C. (1965). *Non-Aqueous Solvent Systems*. New York: Academic Press.
* Lew, Kristi (2009). *Acids and Bases*. Infobase Publishing. ISBN 978-0-7910-9783-0.
* Myers, Richard (2003). *The Basics of Chemistry*. Greenwood Publishing Group. ISBN 978-0-313-31664-7.
* Patrick, Graham (2012). *Instant Notes in Organic Chemistry*. Taylor & Francis. tr. 76. ISBN 978-1-135-32125-3.
* Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). *Chemistry: Principles and Reactions*. Cengage Learning. ISBN 1-133-38694-6.
* Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). *Chemistry*. Cengage Learning. ISBN 1-133-61066-8.
* Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). *General Chemistry, Enhanced Edition*. Cengage Learning. ISBN 0-538-49752-1.