V teorijah kislin in baz so temelji na konceptu, ki ga Antoine Lavoisier v 1776, ki je omejeno poznavanje močnih kislin, tudi dušikove in žveplove. Lavoisier je trdil, da je kislost snovi odvisna od tega, koliko kisika vsebuje, saj dejanskih sestavkov vodikovih halogenidov in drugih močnih kislin ni poznal.
Ta teorija je bila več desetletij vzeta kot resnična opredelitev kisline, tudi ko so znanstveniki, kot sta Berzelius in von Liebig, spreminjali in predlagali druge vizije, vendar šele potem, ko je Arrhenius videl jasneje, kako delujejo kisline in baze.
Thomas Martin Lowry, eden izmed teoretikov o kislih in bazičnih lastnostih
Po Arrheniusu so fizikokemiki Brönsted in Lowry neodvisno razvijali svojo lastno teorijo, dokler ni Lewis prišel, da bi predlagal njeno boljšo in natančnejšo različico.
Ta sklop teorij se uporablja do danes in naj bi bile tiste, ki so pomagale oblikovati sodobno kemijsko termodinamiko.
Arrenijeva teorija
Arrheniusova teorija je prva moderna opredelitev kislin in baz, predlagal jo je istoimenski fizikokemik leta 1884. Navaja, da se snov z raztapljanjem v vodi identificira kot kislina, ko tvori vodikove ione.
To pomeni, da kislina poveča koncentracijo ionov H + v vodnih raztopinah. To lahko dokažemo s primerom disociacije klorovodikove kisline (HCl) v vodi:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Kot pravi Arrhenius, so baze tiste snovi, ki sproščajo hidroksidne ione, ko disociirajo v vodi; to pomeni, da poveča koncentracijo OH - ionov v vodnih raztopinah. Primer baze Arrhenius je raztapljanje natrijevega hidroksida v vodi:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teorija tudi navaja, da je kot taka ni H + ionov , temveč je to nomenklaturo za označevanje oksonijevih ionov (H 3 O + ), in da je bila ta besedilu vodikov ion.
Pojma alkalnosti in kislosti sta bila pojasnjena le kot koncentracije hidroksidnih in vodikovih ionov, druge vrste kisline in baze (njihove šibke različice) pa niso bile pojasnjene.
Brönstedova in Lowryjeva teorija
Johannes Nicolaus Bronsted
To teorijo sta leta 1923 razvili dve fizikalno-kemični snovi, prva na Danskem in druga v Angliji. Oba sta imela isto vizijo: Arreniusova teorija je bila omejena (ker je bila popolnoma odvisna od obstoja vodne raztopine) in ni pravilno opredelila, kaj sta kislina in baza.
Zaradi tega so kemiki sodelovali z vodikovim ionom in trdili: kisline so snovi, ki sproščajo ali dajejo protone, medtem ko so baze tiste, ki te protone sprejemajo.
Za prikaz svoje teorije so uporabili primer, ki je vključeval reakcijo ravnotežja. Trdil je, da ima vsaka kislina svojo konjugirano bazo in da ima vsaka baza tudi svojo konjugirano kislino, takole:
HA + B ↔ A - + HB +
Kot na primer v reakciji:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
V prejšnje reakcije, ocetne kisline (CH 3 COOH) kislinsko saj donira protonske do vode (H 2 O), s čimer postane njen konjugat baze, acetatni ion (CH 3 COO - ). Po drugi strani pa je voda lokaciji, saj sprejme proton iz ocetne kisline in postane njen konjugiran kislino, ki je oksonijevih ionov (H 3 O + ).
Ta obratna reakcija je tudi kislinsko-bazična reakcija, saj konjugirana kislina postane kislina in konjugirana baza postane bazna, z dajanjem in sprejemanjem protonov na enak način.
Prednost te teorije pred Arreniusom je v tem, da ne potrebuje kisline za disociacijo, da bi upošteval kisline in baze.
Lewisova teorija
Fizikokemik Gilbert Lewis je začel proučevati novo opredelitev kislin in baz leta 1923, istega leta, ko sta Brönsted in Lowry ponudila svojo teorijo o teh snoveh.
Ta predlog, ki je bil objavljen leta 1938, je imel to prednost, da je bila zahteva iz vodika (ali protona) črtana iz opredelitve.
Sam je v zvezi s teorijo svojih predhodnikov dejal, da je "omejevanje opredelitve kislin na snovi, ki vsebujejo vodik, enako omejujoče kot omejevanje oksidacijskih snovi na tiste, ki vsebujejo kisik."
Na splošno gledano ta teorija opredeljuje baze kot snovi, ki lahko dajejo par elektronov, kisline pa kot tiste, ki lahko sprejmejo ta par.
Natančneje, navaja, da je Lewisova baza tista, ki ima par elektronov, ki ni vezan na svoje jedro in ga je mogoče darovati ter da je Lewisova kislina tista, ki lahko sprejme prosti par elektronov. Vendar je opredelitev kislin Lewis ohlapna in je odvisna od drugih značilnosti.
Primer se reakcijo med trimethylborane (Me 3 B) -which deluje kot Lewisove kisline, ker ima sposobnost, da sprejme elektron pair- in amoniaka (NH 3 ), ki lahko darovati svoj prosti elektronski par.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Velika prednost Lewisove teorije je način, kako dopolnjuje model redoks reakcij: teorija nakazuje, da kisline reagirajo z bazami, da si delijo par elektronov, ne da bi spremenili oksidacijsko število katerega koli od njihovih atomi.
Druga prednost te teorije je, da nam omogoča razlago vedenja molekul, kot sta trifluorid bora (BF 3 ) in silicijev tetrafluorid (SiF 4 ), ki nimata prisotnosti H + ali OH - ionov , kot to zahtevajo prejšnje teorije.
Reference
- Britannica, E. d. (sf). Enciklopedija Britannica. Pridobljeno iz britannica.com
- Brønsted - Teorija z nizko kislino - bazo. (sf). Wikipedija. Pridobljeno z en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorije kislin in baz. Vzpostavljeno s spletnega mesta chemguide.co.uk