У теорије киселина и база се заснива на концепту датом Антоине Лавоисиер у 1776., који је ограничен знање о јаким киселинама, укључујући азотне и сумпорне. Лавоисиер је тврдио да киселост неке супстанце зависи од тога колико кисеоника садржи, јер није знао стварне композиције халогенида водоника и других јаких киселина.
Ова теорија узимана је као истинска дефиниција киселине неколико деценија, чак и када су научници попут Берзелиуса и вон Лиебиг-а направили модификације и предложили друге визије, али тек након што је Аррхениус дошао јасније да види како делују киселине и базе.
Тхомас Мартин Ловри, један од теоретичара киселина и база
Слиједећи Аррхениус-а, физикохемичари Бронстед и Ловри су самостално развијали властиту теорију, све док Левис није дошао да предложи побољшану и тачнију верзију те верзије.
Овај скуп теорија користи се до данас и кажу да су оне које су помогле формирању савремене хемијске термодинамике.
Аррхениус теорија
Арренијева теорија је прва модерна дефиниција киселина и база, а истог назива предложио ју је истоимени физикохемичар. Она каже да се супстанца идентификује као киселина када формира јоне водоника растварањем у води.
Односно, киселина повећава концентрацију Х + јона у воденим растворима. То се може показати примером дисоцијације хлороводоничне киселине (ХЦл) у води:
ХЦл (ак) → Х + (ак) + Цл - (ак)
Према Аррхениус-у, базе су оне супстанце које ослобађају хидроксидне јоне када се дисоцирају у води; то јест, повећава концентрацију ОХ - јона у воденим растворима. Пример Аррхениус базе је растварање натријум хидроксида у води:
НаОХ (ак) → На + (ак) + ОХ - (ак)
Теорија такође наводи да, као, нема Х + јони , а ова номенклатура се користи да означи хидронијум јон (Х 3 О + ) и да је то назива водоника јона.
Концепти алкалности и киселости су објашњени само као концентрације хидроксида и водоничних јона, а остале врсте киселине и базе (њихове слабе верзије) нису објашњене.
Бронстед и Ловријева теорија
Јоханнес Ницолаус Бронстед
Ову теорију су самостално развиле две физичко-хемијске материје 1923. године, прва у Данској и друга у Енглеској. Обоје су имали исту визију: Аррениусова теорија је била ограничена (будући да је у потпуности зависила од постојања водене отопине) и није тачно дефинисала шта су киселина и база.
Из тог разлога, хемичари су радили око јона водоника и изнели своју тврдњу: киселине су супстанце које ослобађају или донирају протоне, док су базе оне које прихваћају те протоне.
Користили су пример да демонстрирају своју теорију, која је укључивала реакцију равнотеже. Тврдио је да свака киселина има своју коњугирану базу и да свака база има и своју коњугирану киселину, као што је овај:
ХА + Б ↔ А - + ХБ +
Као, на пример, у реакцији:
ЦХ 3 ЦООХ + Х 2 О ↔ ЦХ 3 ЦОО - + Х 3 О +
У претходне реакције, сирћетне киселине (ЦХ 3 ЦООХ) киселина јер поклања протон на воду (Х 2 О), постајући њен коњуговане базе, ацетат ион (ЦХ 3 ЦОО - ). Заузврат, вода је база јер прихвата протон из сирћетне киселине и постаје њен коњуговани киселину, хидронијум јон (Х 3 О + ).
Ова реверзна реакција је такође кисело-базна реакција, јер коњугована киселина постаје киселина, а коњугована база постаје базна, кроз давање и прихватање протона на исти начин.
Предност ове теорије у односу на Аррхениус-а је у томе што јој није потребна киселина да се дисоцира да би се израчунала за киселине и базе.
Левисова теорија
Физикохемичар Гилберт Левис почео је проучавати нову дефиницију киселина и база 1923. године, исте године када су Бронстед и Ловри понудили сопствену теорију о овим супстанцама.
Овај предлог, који је објављен 1938. године, имао је предност што је захтев за водоник (или протони) уклоњен из дефиниције.
Сам је рекао, у вези са теоријом својих претходника, да је "ограничавање дефиниције киселина на супстанце које садрже водоник било ограничење као и ограничавање оксидационих средстава на оне које садрже кисеоник".
Опћенито говорећи, ова теорија дефинира базе као твари које могу донирати пар електрона, а киселине као оне које могу примити овај пар.
Тачније, наводи се да је Левисова база та која има пар електрона, која није везана за своје језгро и може се донирати, као и да је Левисова киселина та која може прихватити слободни пар електрона. Међутим, дефиниција Левисових киселина је лабава и зависи од других карактеристика.
Пример је реакције између триметилборан (Ме 3 б) - која служи као Левис-овом киселином јер има способност да прихвати пар електрона - и амонијак (НХ 3 ), који може да донирају своју слободну електронског пара.
Ме 3 Б +: НХ 3 → Ме 3 Б: НХ 3
Велика предност Левисове теорије је начин на који она допуњује модел редокс реакција: теорија сугерира да киселине реагују са базама да би делиле пар електрона, а да не промене оксидационе бројеве било ког од својих атома.
Друга предност ове теорије је у томе што нам омогућава да објаснимо понашање молекула попут трифлуорида бора (БФ 3 ) и силицијум тетрафлуорида (СиФ 4 ), који немају присуство Х + или ОХ - јона , како то захтева претходне теорије.
Референце
- Британница, Е. д. (сф) Енцицлопедиа Британница. Преузето са британница.цом
- Брøнстед - Теорија базичне киселине - база. (сф) Википедиа. Преузето са ен.википедиа.орг
- Цларк, Ј. (2002). Теорије киселина и база. Преузето са цхемгуиде.цо.ук