Cele teorii ale acizilor și bazelor se bazează pe conceptul dat de Antoine Lavoisier în 1776, care au cunoștințe de acizi puternici, inclusiv azotic și sulfuric limitat. Lavoisier a afirmat că aciditatea unei substanțe depindea de cât de mult conține oxigen, deoarece nu știa compozițiile reale de halogenuri de hidrogen și alți acizi puternici.
Această teorie a fost considerată adevărata definiție a acidului timp de câteva decenii, chiar și atunci când oamenii de știință precum Berzelius și von Liebig au făcut modificări și au propus alte viziuni, dar nu a fost până în momentul în care Arrhenius a început să se vadă mai clar modul în care au funcționat acizii și bazele.
Thomas Martin Lowry, unul dintre teoreticienii acizilor și bazelor
În urma lui Arrhenius, fizicochimiștii Brönsted și Lowry au dezvoltat în mod independent propria teorie, până când Lewis a venit să propună o versiune îmbunătățită și mai exactă a acesteia.
Acest set de teorii sunt folosite până în zilele noastre și se spune că sunt cele care au ajutat la formarea termodinamicii chimice moderne.
Teoria lui Arrhenius
Teoria lui Arrhenius este prima definiție modernă a acizilor și bazelor și a fost propusă de către fizico-chimistul cu același nume în 1884. Acesta afirmă că o substanță este identificată ca acid atunci când formează ioni de hidrogen prin dizolvarea în apă.
Adică acidul crește concentrația ionilor H + în soluții apoase. Acest lucru poate fi demonstrat cu un exemplu de disociere a acidului clorhidric (HCl) în apă:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Potrivit lui Arrhenius, bazele sunt acele substanțe care eliberează ioni de hidroxid atunci când se disociează în apă; adică, crește concentrația de OH - ioni în soluții apoase. Un exemplu de bază Arrhenius este dizolvarea hidroxidului de sodiu în apă:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teoria afirmă , de asemenea, ca atare, nu există H + ioni , dar că această nomenclatură este utilizat pentru a desemna un ion hidroniu (H 3 O + ) și că aceasta a fost menționată ca un ion de hidrogen.
Conceptele de alcalinitate și aciditate au fost explicate doar deoarece concentrațiile de hidroxid și respectiv ioni de hidrogen, iar celelalte tipuri de acid și bază (versiunile lor slabe) nu au fost explicate.
Teoria lui Brönsted și Lowry
Johannes Nicolaus Bronsted
Această teorie a fost dezvoltată independent de doi fizico-chimiști în 1923, primul în Danemarca și al doilea în Anglia. Amândoi au avut aceeași viziune: teoria lui Arrhenius era limitată (întrucât depindea complet de existența unei soluții apoase) și nu au definit corect ce sunt un acid și o bază.
Din acest motiv, chimiștii au lucrat în jurul ionului de hidrogen și și-au exprimat afirmația: acizii sunt substanțele care eliberează sau donează protoni, în timp ce bazele sunt cele care acceptă acei protoni.
Au folosit un exemplu pentru a demonstra teoria lor, care a implicat o reacție de echilibru. El a afirmat că fiecare acid are baza sa conjugată și că fiecare bază are și acidul conjugat, astfel:
HA + B ↔ A - + HB +
Cum ar fi, de exemplu, în reacție:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
În reacția anterioară, acid acetic (CH 3 COOH) este un acid , deoarece donează un proton la apă (H 2 O), devenind astfel baza sa conjugat, acetat de ioni (CH 3 COO - ). La rândul său, apa este o bază, deoarece acceptă un proton din acidul acetic și devine acidul conjugat al acestuia, ionul de hidroniu (H 3 O + ).
Această reacție inversă este, de asemenea, o reacție acid-bază, deoarece acidul conjugat devine acid și baza conjugată devine bază, prin donarea și acceptarea protonilor în același mod.
Avantajul acestei teorii față de Arrhenius este că nu necesită un acid care să se disocieze pentru a ține cont de acizi și baze.
Teoria lui Lewis
Fizicochimistul Gilbert Lewis a început studierea unei noi definiții a acizilor și bazelor în 1923, același an în care Brönsted și Lowry au oferit propria lor teorie asupra acestor substanțe.
Această propunere, publicată în 1938, avea avantajul că cerința de hidrogen (sau proton) a fost eliminată din definiție.
El însuși spusese, în relație cu teoria predecesorilor săi, că „restricționarea definiției acizilor la substanțele care conțin hidrogen era la fel de limitată ca și restricționarea agenților oxidanti la cei care conțin oxigen”.
În linii mari, această teorie definește bazele ca substanțele care pot dona o pereche de electroni și acizi ca cele care pot primi această pereche.
Mai precis, aceasta afirmă că o bază Lewis este una care are o pereche de electroni, care nu este legată de nucleul său și poate fi donată și că acidul Lewis este unul care poate accepta o pereche liberă de electroni. Cu toate acestea, definiția acizilor Lewis este liberă și depinde de alte caracteristici.
Un exemplu este reacția dintre trimetilborană (Me 3 B) - care acționează ca un acid Lewis, deoarece are capacitatea de a accepta o pereche de electroni - și amoniacul (NH 3 ), care poate dona perechea de electroni liberă.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Un mare avantaj al teoriei Lewis este modul în care completează modelul reacțiilor redox: teoria sugerează că acizii reacționează cu baze pentru a împărtăși o pereche de electroni, fără a modifica numerele de oxidare ale oricăreia dintre ele atomi.
Un alt avantaj al acestei teorii este că ne permite să explicăm comportamentul moleculelor , cum ar fi trifluorura de bor (BF 3 ) și tetrafluorura de siliciu (sif 4 ), care nu au prezența H + sau OH - ioni , așa cum este cerut de teorii anterioare.
Referințe
- Britannica, E. d. (Sf). Enciclopedia Britannica. Preluat de pe britannica.com
- Brønsted - Acidul Lowry - teoria bazelor. (Sf). Wikipedia. Preluat de pe en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorii despre acizi și baze. Preluat din chemguide.co.uk