De teorier av syror och baser bygger på konceptet ges av Antoine Lavoisier 1776, som hade begränsad kunskap om starka syror, däribland salpetersyra och svavelsyra. Lavoisier hävdade att surhetsgraden hos ett ämne berodde på hur mycket syre den innehöll, eftersom han inte visste de verkliga kompositionerna av vätehalogenider och andra starka syror.
Denna teori togs som den verkliga definitionen av syra under flera decennier, även när forskare som Berzelius och von Liebig gjorde ändringar och föreslog andra visioner, men det var inte förrän Arrhenius att det började ses tydligare hur syror och baser fungerade.
Thomas Martin Lowry, en av syra- och basteoretikerna
Efter Arrhenius utvecklade fysikkemikerna Brönsted och Lowry oberoende sin egen teori tills Lewis kom med för att föreslå en förbättrad och mer exakt version av den.
Denna uppsättning teorier används till denna dag och sägs vara de som hjälpte till att bilda modern kemisk termodynamik.
Arrhenius teori
Arrhenius-teorin är den första moderna definitionen av syror och baser, och den föreslogs av fysikokemisten med samma namn 1884. Den anger att ett ämne identifieras som syra när det bildar vätejoner genom upplösning i vatten.
Det vill säga syran ökar koncentrationen av H + -joner i vattenhaltiga lösningar. Detta kan demonstreras med ett exempel på dissociation av saltsyra (HCl) i vatten:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Enligt Arrhenius är baser de ämnen som frisätter hydroxidjoner när de dissocieras i vatten; dvs den ökar koncentrationen av OH - joner i vattenhaltiga lösningar. Ett exempel på en Arrhenius-bas är upplösningen av natriumhydroxid i vatten:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teorin anger också att, som sådan finns det inga H + -joner , men att denna nomenklatur används för att beteckna en hydroniumjon (H 3 O + ) och att detta avses som en vätejon.
Begreppen alkalitet och surhet förklarades endast då koncentrationerna av hydroxid respektive vätejoner och andra typer av syra och bas (deras svaga versioner) inte förklarades.
Brönsted och Lowry teori
Johannes Nicolaus Bronsted
Denna teori utvecklades oberoende av två fysikokemikalier 1923, den första i Danmark och den andra i England. De hade båda samma vision: Arrhenius teori var begränsad (eftersom den helt berodde på att det finns en vattenhaltig lösning) och definierade inte korrekt vad en syra och en bas var.
Av denna anledning arbetade kemister runt vätejonen och gjorde sitt påstående: syror är de ämnen som frisätter eller donerar protoner, medan baser är de som accepterar dessa protoner.
De använde ett exempel för att demonstrera sin teori, som innebar en jämviktsreaktion. Han hävdade att varje syra hade sin konjugatbas, och att varje bas också hade sin konjugatsyra, så här:
HA + B ↔ A - + HB +
Som till exempel i reaktionen:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
I den tidigare reaktionen, ättiksyra (CH 3 är COOH) en syra, eftersom den donerar en proton till vatten (H 2 O), således passande dess konjugerade basen, den acetatjon (CH 3 COO - ). I sin tur, är vatten en bas eftersom den accepterar en proton från ättiksyra och blir dess konjugerade syra, hydroniumjonen (H 3 O + ).
Denna omvända reaktion är också en syrabasreaktion, eftersom den konjugerade syran blir sur och den konjugerade basen blir bas, genom donation och acceptans av protoner på samma sätt.
Fördelen med denna teori jämfört med Arrhenius är att den inte kräver en syra för att dissociera för att redovisa syror och baser.
Lewis teori
Fysikokemisten Gilbert Lewis började studera en ny definition av syror och baser 1923, samma år som Brönsted och Lowry erbjöd sin egen teori om dessa ämnen.
Detta förslag, som publicerades 1938, hade fördelen att väte (eller proton) kravet togs bort från definitionen.
Han hade själv sagt, i förhållande till teorin från sina föregångare, att "begränsa definitionen av syror till ämnen som innehåller väte var lika begränsande som att begränsa oxidationsmedel till de som innehåller syre."
I stort sett definierar denna teori baser som ämnen som kan donera ett par elektroner, och syror som de som kan ta emot detta par.
Mer exakt säger den att en Lewis-bas är en som har ett par elektroner, som inte är bunden till dess kärna och kan doneras, och att Lewis-syra är en som kan acceptera ett fritt par elektroner. Definitionen av Lewis-syror är dock lös och beror på andra egenskaper.
Ett exempel är reaktionen mellan trimethylborane (Me 3 B) - som verkar som en Lewis-syra, eftersom den har förmågan att acceptera ett elektronpar - och ammoniak (NH 3 ), som kan donera dess fria elektronpar.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
En stor fördel med Lewis-teorin är hur det kompletterar modellen för redoxreaktioner: teorin antyder att syror reagerar med baser för att dela ett elektronpar utan att ändra oxidationsnummer för någon av deras atomer.
En annan fördel med denna teori är att det tillåter oss att förklara beteendet hos molekyler såsom bortrifluorid (BF 3 ) och kiseltetrafluorid (SiF 4 ), som inte har närvaro av H + eller OH - joner , vilket krävs enligt tidigare teorier.
referenser
- Britannica, E. d. (Sf). Encyclopedia Britannica. Hämtad från britannica.com
- Brønsted - Lowry acid - basteori. (Sf). Wikipedia. Hämtad från en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorier om syror och baser. Hämtad från chemguide.co.uk