Теорије теорија киселина и база Левиса, Бронстед-Ловрија и Аррхениуса



Тхе теорије киселина и база Они полазе од концепта који је дао Антоан Лавоисиер 1776. године, који је имао ограничено знање о јаким киселинама, међу којима је била и азотна и сумпорна. Лавоисиер је тврдио да киселост неке супстанце зависи од количине кисеоника коју садржи, јер не познаје стварне композиције халогенида и других јаких киселина..

Ова теорија је узета као права дефиниција киселине већ неколико деценија, чак и када су научници као што су Берзелиус и вон Лиебиг направили модификације и предложили друге визије, али све док Арренус није стигао, није почео јасније да види како киселине и базе раде.

Након Арренија, физичари Бронстед и Ловри су самостално развили своју теорију, све док Левис није предложио побољшану и прецизнију верзију..

Овај скуп теорија се користи до данас и за њих се каже да су они који су помогли да се формира модерна хемијска термодинамика.

Индек

  • 1 Аррхениусова теорија
  • 2 Теорија Бронстеда и Ловрија
  • 3 Левисова теорија
  • 4 Референце

Аррхениусова теорија

Аррениусова теорија је прва модерна дефиниција киселина и база, и предложена је од стране физичко-хемијске супстанце истог имена 1884. У њој се наводи да је супстанца идентификована као киселина када формира јоне водоника када се раствори у води.

То јест, киселина повећава концентрацију Х јона+ у воденим растворима. Ово се може показати са примером дисоцијације хлороводоничне киселине (ХЦл) у води:

ХЦл (ац) → Х+(ац) + Цл-(ац)

Према Арренију, базе су оне супстанце које ослобађају хидроксидне јоне када се дисоцирају у води; то јест, повећава концентрацију ОХ јона- у воденим растворима. Пример Аррениусове базе је растварање натријум хидроксида у води:

НаОХ (ац) → На+(ац) + ОХ-(ац)

Теорија такође наводи да, као таква, нема иона Х+, али се ова номенклатура користи за означавање хидронијум-јона (Х3О+) и да се ово назива јон водоника.

Појмови алкалности и киселости објашњени су само као концентрације хидроксида и водоникових јона, а други типови киселина и база (њихове слабе верзије) нису објашњени..

Теорија Бронстеда и Ловрија

Ову теорију су самостално развиле двије физикално-хемијске твари 1923. године, прва у Данској и друга у Енглеској. Оба су имала исту визију: Аррениенова теорија је била ограничена (пошто је потпуно зависила од постојања воденог раствора) и није исправно дефинисала шта је то киселина и база.

Због тога су хемичари радили око водониког јона и тврдили: киселине су супстанце које ослобађају или донирају протоне, док су базе оне које прихватају те протоне..

Они су користили примјер да покажу своју теорију, која је укључивала реакцију у равнотежи. Он је тврдио да свака киселина има своју базу коњугата, и да свака база има и своју коњуговану киселину, као што је ова:

ХА + Б. А- + ХБ+

Као, на пример, у реакцији:

ЦХ3ЦООХ + Х2О. ЦХ3ЦОО- + Х3О+

У претходној реакцији сирћетна киселина (ЦХ3ЦООХ) је киселина зато што донира протон у воду (Х2О) и тако постаје његова коњугована база, ацетатни јон (ЦХ3ЦОО-). Заузврат, вода је база јер прихвата протон сирћетне киселине и постаје њена коњугирана киселина, хидронијум (Х)3О+).

Ова реакција је обрнута реакција киселине и базе, јер коњугирана киселина се претвара у киселину и коњугирана база се претвара у базу, кроз донирање и прихватање протона на исти начин..

Предност ове теорије у односу на Арренијус је у томе што не захтева дисоцијацију киселине да би се објасниле киселине и базе.

Теорија Левиса

Физичко-хемијски Гилберт Левис почео је да проучава нову дефиницију киселина и база 1923. године, исте године у којој су Бронстед и Ловри понудили своју теорију о овим супстанцама..

Овај приједлог, који је објављен 1938. године, имао је предност да је водик (или протон) захтјев дефиниције уклоњен.

Он је сам рекао, у вези са теоријом својих претходника, да је "ограничавање дефиниције киселина на супстанце које садрже водоник ограничавајуће као ограничавање оксидационих агенаса на оне који су имали кисеоник".

Опћенито говорећи, ова теорија дефинира базе као супстанце које могу донирати пар електрона, а киселине као оне које могу примити овај пар..

Прецизније, он каже да је Левисова база она која има пар електрона, која није везана за њено језгро и може бити донирана, и да је Левисова киселина она која може прихватити пар слободних електрона. Међутим, дефиниција Левис-ових киселина је лабава и зависи од других карактеристика.

Пример је реакција између триметилборана (Ме3Б) - која делује као Левисова киселина јер има способност да прихвати пар електрона - и амонијак (НХ.)3), који може донирати свој пар без електрона.

И3Б +: НХ3 → Ме3Б: НХ3

Велика предност Левисове теорије је начин на који она надопуњује модел редокс реакција: теорија сугерира да киселине реагирају с базама да дијеле пар електрона, без мијењања оксидационих бројева било којег од њихових атоми.

Још једна предност ове теорије је да омогућава објашњење понашања молекула као што је бор трифлуорид (БФ)3) и силицијум тетрафлуорид (СиФ)4), који немају присуство Х јона+ нити ОХ-, као што то захтевају претходне теорије.

Референце

  1. Британница, Е. д. (с.ф.). Енцицлопедиа Британница. Преузето са британница.цом
  2. Теорија ацидобазне основе Брøнстед-Ловри. (с.ф.). Википедиа. Преузето са ен.википедиа.орг
  3. Цларк, Ј. (2002). Теорије киселина и база. Преузето са цхемгуиде.цо.ук