Teorije teorije kislin in baz Lewisa, Brönsted-Lowryja in Arrheniusa

The teorije kislin in baz Izhajajo iz koncepta Antoina Lavoisierja iz leta 1776, ki je imel omejeno znanje o močnih kislinah, med njimi dušik in žveplo. Lavoisier je trdil, da je kislost snovi odvisna od količine kisika, saj ne pozna dejanske sestave vodikovih halogenidov in drugih močnih kislin..

Ta teorija je bila vzeta kot resnična definicija kisline že več desetletij, tudi ko so znanstveniki, kot sta Berzelius in von Liebig, naredili spremembe in predlagali druge vizije, toda dokler ni prišel Arrhenius, ni začel jasneje videti, kako delujejo kisline in baze..

Po Arrheniusu so fiziki Brönsted in Lowry neodvisno razvili lastno teorijo, dokler ni Lewis predlagal izboljšane in natančnejše verzije..

Ta niz teorij se uporablja do danes in naj bi bile tiste, ki so pomagale oblikovati sodobno kemijsko termodinamiko.

Indeks

• 1 Arrheniusova teorija
• 2 Teorija Brönsteda in Lowryja
• 3 Lewisova teorija
• 4 Reference

Arrheniusova teorija

Arrheniusova teorija je prva sodobna definicija kislin in baz, ki jo je predlagala fizikalno-kemijska snov z istim imenom leta 1884. Navaja, da je snov identificirana kot kislina, ko oblikuje vodikove ione, ko se raztopi v vodi.

To pomeni, da kislina poveča koncentracijo H ionov⁺ v vodnih raztopinah. To je mogoče dokazati s primerom disociacije klorovodikove kisline (HCl) v vodi:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(ac)

Po Arrheniusu so baze tiste snovi, ki sproščajo hidroksidne ione, ko se disociirajo v vodi; to pomeni, da poveča koncentracijo OH ionov^- v vodnih raztopinah. Primer baze Arrhenius je raztapljanje natrijevega hidroksida v vodi:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(ac)

Teorija tudi navaja, da kot taki ni ionov H⁺, vendar se ta nomenklatura uporablja za označevanje hidronijevih ionov (H₃O⁺) in da se je to imenovalo kot vodikov ion.

Koncepti alkalnosti in kislosti so bili pojasnjeni le s koncentracijami hidroksidnih in vodikovih ionov in drugimi vrstami kislin in baz (njihovih šibkih različic)..

Teorija Brönsteda in Lowryja

To teorijo sta leta 1923 neodvisno razvili dve fizikalno-kemijski snovi, prvi na Danskem in drugi v Angliji. Oba sta imela isto vizijo: Arrheniusova teorija je bila omejena (ker je bila popolnoma odvisna od obstoja vodne raztopine) in ni pravilno opredelila, kaj je kislina in baza.

Zato so kemiki delali okoli vodikovega iona in trdili: kisline so snovi, ki sproščajo ali dajejo protone, medtem ko so baze tiste, ki sprejemajo te protone..

Uporabili so primer, da bi prikazali svojo teorijo, ki je vključevala reakcijo v ravnovesju. Trdil je, da ima vsaka kislina konjugirano bazo in da ima vsaka baza svojo konjugirano kislino, kot je ta:

HA + B. A^- + HB⁺

Kot na primer v reakciji:

CH₃COOH + H₂O. CH₃COO^- + H₃O⁺

V prejšnji reakciji ocetna kislina (CH₃COOH) je kislina, ker vodi vodo (H₂O), tako da postane njegova konjugirana baza, acetatni ion (CH₃COO^-). Po drugi strani pa je voda osnova, ker sprejema proton ocetne kisline in postane njena konjugirana kislina, hidronijev ion (H).₃O⁺).

Ta reakcija v obratni smeri je tudi kislinsko-bazična reakcija, ker je konjugirana kislina pretvorjena v kislino in konjugirana baza je pretvorjena v bazo, z darovanjem in sprejemanjem protonov na enak način.

Prednost te teorije pred Arrheniusom je, da ne zahteva, da se kislina disociira, da bi pojasnili kisline in baze..

Teorija Lewisa

Fizikalno-kemijski Gilbert Lewis je začel preučevati novo definicijo 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 prednost, da je bila zahteva po definiciji vodika (ali proton) odstranjena.

Sam je v zvezi s teorijo svojih predhodnikov dejal, da je "omejevanje opredelitve kislin na snovi, ki vsebujejo vodik, omejujoče kot omejevanje oksidacijskih sredstev na tiste, ki so imeli kisik".

Na splošno ta teorija opredeljuje osnove kot snovi, ki lahko dajo par elektronov, in kisline kot tiste, ki lahko prejmejo ta par..

Natančneje, pravi, da je Lewisova baza tista, ki ima par elektronov, ki ni pritrjena na njeno jedro in se lahko dara, in da je Lewisova kislina tista, ki lahko sprejme par prostih elektronov. Vendar je opredelitev Lewisovih kislin ohlapna in je odvisna od drugih značilnosti.

Primer je reakcija med trimetilboranom (Me₃B) - ki deluje kot Lewisova kislina, ker ima sposobnost sprejeti par elektronov - in amoniak (NH₃), ki lahko darovati svoj par brez elektrona.

I₃B +: NH₃ → Me₃B: NH₃

Velika prednost Lewisove teorije je, kako dopolnjuje model redoks reakcij: teorija nakazuje, da kisline reagirajo z bazami, da delijo par elektronov, ne da bi spremenile oksidacijske številke katerega koli od njih. atomov.

Druga prednost te teorije je, da omogoča razlago obnašanja molekul, kot je borov trifluorid (BF)₃) in silicijev tetrafluorid (SiF)₄), ki nimajo prisotnosti H ionov⁺ niti OH^-, kot zahtevajo prejšnje teorije.

Reference

1. Britannica, E. d. (s.f.). Enciklopedija Britannica. Vzpostavljeno iz britannica.com
2. Teorija kislinske baze Brønsted-Lowry. (s.f.). Wikipedija. Vzpostavljeno iz en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Teorije kislin in baz. Vzpostavljeno iz chemguide.co.uk