В теорії кислот і підстав , які засновані на концепції даного Антуаном Лавуазьє в 1776 році, який обмежене знання сильних кислот, в тому числі азотної та сірчаної. Лавуазьє стверджував, що кислотність речовини залежить від того, скільки кисню вона містить, оскільки він не знав фактичних складів галогенідів водню та інших сильних кислот.
Ця теорія сприймалася як справжнє визначення кислоти протягом декількох десятиліть, навіть коли такі вчені, як Берцелій та фон Лібіг, вносили модифікації та пропонували інші бачення, але тільки Арреній не зрозумів, як працюють кислоти та основи.
Томас Мартін Лоурі, один із теоретиків кислоти та основи
Слідом за Арренієм, фізикохіміки Бронстед і Лоурі самостійно розробляли власну теорію, поки Льюїс не придумав запропонувати вдосконалену і більш точну її версію.
Цей набір теорій використовується донині і, як кажуть, ті, що допомогли сформувати сучасну хімічну термодинаміку.
Теорія Арренія
Теорія Арренія - це перше сучасне визначення кислот та основ, і його було запропоновано однойменним фізикохіміком у 1884 р. В ньому зазначається, що речовина ідентифікується як кислота, коли вона утворює іони водню шляхом розчинення у воді.
Тобто кислота збільшує концентрацію іонів Н + у водних розчинах. Це можна продемонструвати на прикладі дисоціації соляної кислоти (HCl) у воді:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
За Арренієм, основою є ті речовини, які виділяють іони гідроксиду, коли вони дисоціюють у воді; тобто збільшує концентрацію іонів ОН - у водних розчинах. Прикладом основи Арренія є розчинення гідроксиду натрію у воді:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Теорія також стверджує, що як таких немає іонів Н + , але ця номенклатура використовується для позначення іона гідронію (H 3 O + ) і що це називалося іоном водню.
Поняття лужності та кислотності пояснювались лише концентраціями гідроксиду та іонів водню відповідно, а інші види кислоти та основи (їх слабкі версії) не пояснювалися.
Бонстед і теорія Лоурі
Йоганнес Ніколаус Бронстед
Ця теорія була розроблена незалежно двома фізико-хімічними препаратами в 1923 році, перша в Данії та друга в Англії. Вони обоє мали одне бачення: теорія Арренія була обмеженою (оскільки вона повністю залежала від існування водного розчину) і неправильно визначила, що таке кислота та основа.
З цієї причини хіміки працювали навколо іона водню і заявляли: кислоти - це речовини, які виділяють або дарують протони, а основи - це ті, які приймають ці протони.
Вони використали приклад, щоб продемонструвати свою теорію, яка передбачала реакцію рівноваги. Він стверджував, що кожна кислота мала свою кон'югатну основу і що кожна основа також мала свою кон'югатну кислоту, як це:
HA + B ↔ A - + HB +
Як, наприклад, у реакції:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
У попередній реакції оцтова кислота (CH 3 COOH) - це кислота, оскільки вона дарує протоні воду (H 2 O), стаючи таким чином її кон'югованою основою, ацетатним іоном (CH 3 COO - ). У свою чергу, вода є основою, оскільки вона приймає протон з оцтової кислоти і стає її кон'югованою кислотою, іоном гідронію (H 3 O + ).
Ця зворотна реакція також є кислотно-лужною реакцією, оскільки кон'югована кислота стає кислою, а кон'югована основа стає основою шляхом донування та прийняття протонів таким же чином.
Перевага цієї теорії перед Арренієм полягає в тому, що їй не потрібна кислота для дисоціації для обліку кислот і основ.
Теорія Льюїса
Фізикохімік Гілберт Льюїс почав вивчати нове визначення кислот і основ в 1923 році, того ж року, коли Бронстед і Лоурі запропонували власну теорію щодо цих речовин.
Ця пропозиція, опублікована в 1938 р., Мала перевагу в тому, що вимога до водню (або протону) була вилучена з визначення.
Сам він сказав, що стосується теорії своїх попередників, що "обмеження визначення кислот речовинами, що містять водень, було настільки ж обмежуючим, як і обмеження окислювачів до тих, що містять кисень".
Загалом кажучи, ця теорія визначає основи як речовини, які можуть дарувати пару електронів, а кислоти як ті, які можуть отримати цю пару.
Точніше сказано, що основа Льюїса - це така, яка має пару електронів, яка не пов'язана зі своїм ядром і може бути пожертвувана, і що кислота Льюїса - це та, яка може прийняти вільну пару електронів. Однак визначення кислот Льюїса нещільне і залежить від інших характеристик.
Прикладом може слугувати реакція між триметилбораном (Me 3 B) - він діє як кислота Льюїса, оскільки має здатність приймати пару електронів - та аміаком (NH 3 ), який може подарувати свою вільну пару електрон.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Великою перевагою теорії Льюїса є те, як вона доповнює модель окислювально-відновних реакцій: теорія дозволяє припустити, що кислоти реагують з основами для поділу електронної пари, не змінюючи числа окислення жодного з їх атоми.
Ще одна перевага цієї теорії полягає в тому, що вона дозволяє пояснити поведінку таких молекул, як трифторид бору (BF 3 ) та тетрафторид кремнію (SiF 4 ), які не мають присутності іонів H + або OH - , як того вимагає попередні теорії.
Список літератури
- Британіка, Е. д. (sf). Енциклопедія Британіка. Отримано з britannica.com
- Бронстед - теорія низької кислоти - основи. (sf). Вікіпедія. Отримано з en.wikipedia.org
- Кларк, Дж. (2002). Теорії кислот та основ. Отримано з chemguide.co.uk