Te teorie kwasów i zasad są oparte na koncepcji danego Antoine Lavoisier w 1776 roku, który miał ograniczoną wiedzę silnych kwasów, w tym kwasu azotowego i siarkowego. Lavoisier twierdził, że kwasowość substancji zależy od ilości zawartego w niej tlenu, ponieważ nie znał rzeczywistego składu halogenków wodoru i innych mocnych kwasów.
Ta teoria była uważana za prawdziwą definicję kwasu przez kilka dziesięcioleci, nawet gdy naukowcy tacy jak Berzelius i von Liebig wprowadzali modyfikacje i proponowali inne wizje, ale dopiero Arrheniusz przyszedł, aby wyraźniej zobaczyć, jak działają kwasy i zasady.
Thomas Martin Lowry, jeden z teoretyków kwasów i zasad
Idąc za Arrheniuszem, fizykochemicy Brönsted i Lowry niezależnie opracowali własną teorię, dopóki Lewis nie zaproponował jej ulepszonej i dokładniejszej wersji.
Ten zestaw teorii jest używany do dziś i mówi się, że to te, które pomogły stworzyć nowoczesną termodynamikę chemiczną.
Teoria Arrheniusa
Teoria Arrheniusa jest pierwszą współczesną definicją kwasów i zasad, zaproponowaną przez fizykochemika o tej samej nazwie w 1884 roku. Stwierdza ona, że substancja jest identyfikowana jako kwas, gdy tworzy jony wodoru przez rozpuszczenie w wodzie.
Oznacza to, że kwas zwiększa stężenie jonów H + w roztworach wodnych. Można to wykazać na przykładzie dysocjacji kwasu solnego (HCl) w wodzie:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Według Arrheniusa zasady to substancje, które podczas dysocjacji w wodzie uwalniają jony wodorotlenkowe; to znaczy zwiększa stężenie jonów OH - w roztworach wodnych. Przykładem zasady Arrheniusa jest rozpuszczanie wodorotlenku sodu w wodzie:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teoria stwierdza również, że jako takie nie ma jonów H + , ale że ta nomenklatura jest używana do określenia jonu hydroniowego (H 3 O + ) i że jest to określane jako jon wodorowy.
Pojęcia zasadowości i kwasowości wyjaśniono tylko dlatego, że nie wyjaśniono odpowiednio stężeń jonów wodorotlenkowych i wodorowych, a innych rodzajów kwasu i zasady (ich słabe wersje).
Teoria Brönsteda i Lowry'ego
Johannes Nicolaus Bronsted
Teoria ta została opracowana niezależnie przez dwóch fizykochemików w 1923 r., Pierwszą w Danii, a drugą w Anglii. Obaj mieli tę samą wizję: teoria Arrheniusa była ograniczona (ponieważ całkowicie zależała od istnienia roztworu wodnego) i nie definiowała poprawnie, czym jest kwas i zasada.
Z tego powodu chemicy zajęli się jonem wodorowym i wysunęli swoje twierdzenie: kwasy to substancje, które uwalniają lub przekazują protony, podczas gdy zasady to te, które akceptują te protony.
Posłużyli się przykładem, aby zademonstrować swoją teorię, która dotyczyła reakcji równowagi. Twierdził, że każdy kwas ma swoją sprzężoną zasadę i że każda zasada ma również swój sprzężony kwas, na przykład:
HA + B ↔ A - + HB +
Jak na przykład w reakcji:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
W poprzedniej reakcji kwas octowy (CH 3 COOH) jest kwasem, ponieważ przekazuje proton wodzie (H 2 O), stając się w ten sposób jego sprzężoną zasadą, jonem octanowym (CH 3 COO - ). Z kolei woda jest zasadą, ponieważ przyjmuje proton z kwasu octowego i staje się jego sprzężonym kwasem, jonem hydroniowym (H 3 O + ).
Ta reakcja odwrotna jest również reakcją kwasowo-zasadową, ponieważ sprzężony kwas staje się kwasem, a sprzężona zasada staje się zasadą, poprzez oddanie i przyjęcie protonów w ten sam sposób.
Zaletą tej teorii w porównaniu z Arrheniusem jest to, że nie wymaga ona dysocjacji kwasu, aby uwzględnić kwasy i zasady.
Teoria Lewisa
Fizykochemik Gilbert Lewis rozpoczął badania nad nową definicją kwasów i zasad w 1923 roku, w tym samym roku, w którym Brönsted i Lowry przedstawili własną teorię dotyczącą tych substancji.
Ta propozycja, opublikowana w 1938 roku, miała tę zaletę, że wymóg wodoru (lub protonu) został usunięty z definicji.
On sam powiedział, odnosząc się do teorii swoich poprzedników, że „ograniczenie definicji kwasów do substancji zawierających wodór jest równie ograniczające, jak ograniczenie utleniaczy do tych zawierających tlen”.
Mówiąc ogólnie, teoria ta definiuje zasady jako substancje, które mogą przekazać parę elektronów, a kwasy jako te, które mogą otrzymać tę parę.
Dokładniej mówiąc, stwierdza się, że zasada Lewisa to taka, która ma parę elektronów, która nie jest związana z jej jądrem i może być przekazana, a kwas Lewisa to taki, który może przyjąć wolną parę elektronów. Jednak definicja kwasów Lewisa jest luźna i zależy od innych cech.
Przykładem jest reakcja między trimetyloboranem (Me 3 B) - który działa jak kwas Lewisa, ponieważ ma zdolność przyjmowania pary elektronów - i amoniakiem (NH 3 ), który może oddać wolną parę elektronów.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Wielką zaletą teorii Lewisa jest sposób, w jaki uzupełnia ona model reakcji redoks: teoria ta sugeruje, że kwasy reagują z zasadami, dzieląc parę elektronów, bez zmiany stopnia utlenienia któregokolwiek z ich atomy.
Kolejną zaletą tej teorii jest to, że pozwala wyjaśnić zachowanie cząsteczek, takich jak trifluorek boru (BF 3 ) i czterofluorek krzemu (SiF 4 ), które nie mają obecności jonów H + ani OH - , zgodnie z wymaganiami poprzednie teorie.
Bibliografia
- Britannica, E. d. (sf). Encyklopedia Britannica. Pobrane z britannica.com
- Teoria kwasu i zasady Brønsteda-Lowry'ego. (sf). Wikipedia. Pobrane z en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorie kwasów i zasad. Pobrane z chemguide.co.uk