De teorier av syrer og baser er basert på konseptet gitt av Antoine Lavoisier i 1776, som hadde begrenset kjennskap til sterke syrer, inkludert salpetersyre og svovelsyre. Lavoisier hevdet at surhetsgraden til et stoff var avhengig av hvor mye oksygen det inneholdt, siden han ikke visste de egentlige sammensetningene av hydrogenhalogenider og andre sterke syrer.
Denne teorien ble tatt som den sanne definisjonen av syre i flere tiår, selv når forskere som Berzelius og von Liebig gjorde modifikasjoner og foreslo andre visjoner, men det var ikke før Arrhenius kom til å se tydeligere hvordan syrer og baser fungerte.
Thomas Martin Lowry, en av syre- og base-teoretikere
Etter Arrhenius utviklet fysikjemekene Brönsted og Lowry uavhengig av sin egen teori, til Lewis kom for å foreslå en forbedret og mer nøyaktig versjon av den.
Dette settet med teorier brukes til i dag og sies å være de som bidro til å danne moderne kjemisk termodynamikk.
Arrhenius teori
Arrhenius 'teori er den første moderne definisjonen av syrer og baser, og den ble foreslått av fysikokjemikeren med samme navn i 1884. Den oppgir at et stoff blir identifisert som syre når det danner hydrogenioner ved å oppløses i vann.
Det vil si at syren øker konsentrasjonen av H + -ioner i vandige oppløsninger. Dette kan demonstreres med et eksempel på dissosiasjon av saltsyre (HCl) i vann:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
I følge Arrhenius er baser de stoffene som frigjør hydroksydioner når de dissosieres i vann; det vil si øker konsentrasjonen av OH - ioner i vandige oppløsninger. Et eksempel på en Arrhenius-base er oppløsningen av natriumhydroksyd i vann:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teorien sier også at, som sådan, er det ingen H + ioner , i stedet for denne nomenklatur er brukt for å betegne en hydronium-ion (H 3 O + ), og at dette ble referert til som en hydrogen-ion.
Begrepene alkalitet og surhet ble bare forklart da konsentrasjonene av henholdsvis hydroksyd og hydrogenioner, og de andre typer syre og base (deres svake versjoner) ikke ble forklart.
Brönsted og Lowry teori
Johannes Nicolaus Bronsted
Denne teorien ble utviklet uavhengig av to fysisk-kjemiske stoffer i 1923, den første i Danmark og den andre i England. De hadde begge den samme visjonen: Arrhenius 'teori var begrenset (siden den fullstendig var avhengig av eksistensen av en vandig løsning) og definerte ikke riktig hva en syre og en base var.
Av denne grunn jobbet kjemikere rundt hydrogenionene og kom med påstanden: syrer er stoffene som frigjør eller gir protoner, mens baser er de som godtar disse protonene.
De brukte et eksempel for å demonstrere teorien sin, som innebar en likevektsreaksjon. Han hevdet at hver syre hadde sin konjugatbase, og at hver base også hadde sin konjugatsyre, slik:
HA + B ↔ A - + HB +
Som for eksempel i reaksjonen:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
I den foregående reaksjon, eddiksyre (CH 3 COOH) er en syre fordi det donerer et proton til vann (H 2 O), og dermed blir dens korresponderende base, acetationet (CH 3 COO - ). I sin tur, er vann, en base fordi den aksepterer et proton fra eddiksyre og blir dens konjugerte syre, den hydronium-ion (H 3 O + ).
Denne omvendte reaksjonen er også en syre-base-reaksjon, ettersom den konjugerte syren blir sur og den konjugerte basen blir base, gjennom donasjon og aksept av protoner på samme måte.
Fordelen med denne teorien fremfor Arrhenius er at den ikke krever en syre for å dissosiere for å gjøre rede for syrer og baser.
Lewis-teori
Fysiokjemiker Gilbert Lewis begynte å studere en ny definisjon av syrer og baser i 1923, samme år som Brönsted og Lowry tilbød sin egen teori om disse stoffene.
Dette forslaget, som ble publisert i 1938, hadde den fordelen at kravet til hydrogen (eller proton) ble fjernet fra definisjonen.
Selv hadde han sagt, i forhold til forgjengerens teori, at "å begrense definisjonen av syrer til stoffer som inneholder hydrogen var like begrensende som å begrense oksidasjonsmidler til de som inneholder oksygen."
Grovt sett definerer denne teorien baser som stoffene som kan gi et par elektroner, og syrer som de som kan motta dette paret.
Mer presist heter det at en Lewis-base er en som har et par elektroner, som ikke er bundet til kjernen og kan doneres, og at Lewis-syre er en som kan godta et gratis par elektron. Definisjonen av Lewis-syrer er imidlertid løs og avhenger av andre egenskaper.
Et eksempel er reaksjonen mellom trimethylborane (Me 3 B) - som virker som en Lewis-syre, fordi den har evne til å akseptere et elektronpar - og ammoniakk (NH 3 ), som kan donere sin frie elektronpar.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
En stor fordel med Lewis-teorien er måten den kompletterer modellen med redoksreaksjoner: teorien antyder at syrer reagerer med baser for å dele et elektronpar, uten å endre oksidasjonsnummeret til noen av deres atomer.
En annen fordel med denne teorien er at den tillater oss å forklare oppførselen til molekyler som bortrifluorid (BF 3 ) og silisiumtetrafluorid (SiF 4 ), som ikke har tilstedeværelse av H + eller OH - ioner , som det kreves av tidligere teorier.
referanser
- Britannica, E. d. (SF). Encyclopedia Britannica. Hentet fra britannica.com
- Brønsted - Lowry acid - base theory. (SF). Wikipedia. Hentet fra en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorier om syrer og baser. Hentet fra chemguide.co.uk