Teorie kwasów i zasad Teoria Lewisa, Brönsteda-Lowry'ego i Arrheniusa

The teorie kwasów i zasad Zaczynają od koncepcji Antoine'a Lavoisiera z 1776 r., Który miał ograniczoną wiedzę na temat silnych kwasów, w tym kwasu azotowego i siarki. Lavoisier twierdził, że kwasowość substancji zależy od ilości zawartego w niej tlenu, ponieważ nie znał rzeczywistych składów halogenków wodoru i innych silnych kwasów.

Teorię tę uznawano za prawdziwą definicję kwasu przez kilka dziesięcioleci, nawet wtedy, gdy naukowcy tacy jak Berzelius i von Liebig wprowadzili modyfikacje i zaproponowali inne wizje, ale dopóki Arrhenius nie przybył, nie zaczęło bardziej wyraźnie widzieć, jak działają kwasy i zasady.

Po Arrheniuszu fizycy Brönsted i Lowry niezależnie opracowali własną teorię, dopóki Lewis nie zaproponował jej ulepszonej i dokładniejszej wersji.

Ten zbiór teorii jest używany do dziś i mówi się, że były to te, które pomogły stworzyć nowoczesną termodynamikę chemiczną.

Indeks

• 1 Teoria Arrheniusa
• 2 Teoria Brönsteda i Lowry'ego
• 3 Teoria Lewisa
• 4 odniesienia

Teoria Arrheniusa

Teoria Arrheniusa jest pierwszą nowoczesną definicją kwasów i zasad i została zaproponowana przez fizykochemię o tej samej nazwie w 1884 r. Stwierdza ona, że ​​substancja jest identyfikowana jako kwas, gdy tworzy jony wodorowe po rozpuszczeniu w wodzie.

Oznacza to, że kwas zwiększa stężenie jonów H⁺ w roztworach wodnych. Można to wykazać na przykładzie dysocjacji kwasu solnego (HCl) w wodzie:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(ac)

Według Arrheniusa, zasady to te substancje, które uwalniają jony wodorotlenkowe, gdy ulegają dysocjacji w wodzie; to znaczy, zwiększa stężenie jonów OH^- w roztworach wodnych. Przykładem bazy Arrhenius jest rozpuszczenie wodorotlenku sodu w wodzie:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(ac)

Teoria stwierdza również, że jako takie nie ma jonów H⁺, ale ta nomenklatura jest używana do oznaczenia jonu hydroniowego (H₃O⁺) i że nazywano to jonem wodorowym.

Koncepcje zasadowości i kwasowości wyjaśniono jedynie jako stężenia odpowiednio wodorotlenku i jonów wodorowych, a inne rodzaje kwasu i zasady (ich słabe wersje) nie zostały wyjaśnione..

Teoria Brönsteda i Lowry'ego

Teoria ta została opracowana niezależnie przez dwa fizykochemiczne w 1923 roku, pierwszy w Danii i drugi w Anglii. Obie miały tę samą wizję: teoria Arrheniusa była ograniczona (ponieważ zależała całkowicie od istnienia roztworu wodnego) i nie definiowała prawidłowo, co to jest kwas i zasada.

Dlatego chemicy pracowali nad jonami wodoru i twierdzili, że kwasy są substancjami, które uwalniają lub oddają protony, podczas gdy podstawą są te, które akceptują te protony.

Użyli przykładu, aby zademonstrować swoją teorię, która wymagała reakcji w równowadze. Twierdził, że każdy kwas ma swoją bazę sprzężoną i że każda baza ma również swój sprzężony kwas, taki jak ten:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Jak na przykład w reakcji:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

W poprzedniej reakcji kwas octowy (CH₃COOH) jest kwasem, ponieważ oddaje proton do wody (H₂O), stając się tym samym jego bazą sprzężoną, jonem octanowym (CH₃COO^-). Z kolei woda jest podstawą, ponieważ przyjmuje proton kwasu octowego i staje się jego kwasem sprzężonym, jonem hydroniowym (H₃O⁺).

Ta reakcja odwrotna jest także reakcją kwasowo-zasadową, ponieważ sprzężony kwas jest przekształcany w kwas, a zasada koniugatu jest przekształcana w zasadę, poprzez darowiznę i akceptację protonów w ten sam sposób.

Zaletą tej teorii w stosunku do Arrheniusa jest to, że nie wymaga oddzielania kwasu, aby wyjaśnić kwasy i zasady.

Teoria Lewisa

Fizykochemiczny Gilbert Lewis zaczął badać nową definicję kwasów i zasad w 1923 r., W tym samym roku, w którym Brönsted i Lowry przedstawili własną teorię na temat tych substancji.

Ta propozycja, opublikowana w 1938 r., Miała tę zaletę, że wymóg definicji wodoru (lub protonu) został usunięty.

On sam powiedział, w odniesieniu do teorii swoich poprzedników, że „ograniczenie definicji kwasów do substancji zawierających wodór było tak samo ograniczające, jak ograniczenie środków utleniających do tych, które miały tlen”.

Mówiąc ogólnie, teoria ta definiuje zasady jako substancje, które mogą przekazać parę elektronów, oraz kwasy, które mogą otrzymać tę parę.

Mówiąc dokładniej, stwierdza, że ​​podstawa Lewisa to taka, która ma parę elektronów, która nie jest przyłączona do jej jądra i może być oddana, i że kwas Lewisa może przyjąć parę wolnych elektronów. Jednak definicja kwasów Lewisa jest luźna i zależy od innych cech.

Przykładem jest reakcja trimetyloboranu (Me₃B) - który działa jak kwas Lewisa, ponieważ ma zdolność przyjmowania pary elektronów - i amoniaku (NH₃), który może przekazać swoją parę bez elektronów.

Ja₃B +: NH₃ → Ja₃B: NH₃

Wielką zaletą teorii Lewisa jest sposób, w jaki uzupełnia on model reakcji redoks: teoria sugeruje, że kwasy reagują z zasadami, aby dzielić parę elektronów, bez zmiany liczby oksydacyjnej któregokolwiek z nich atomy.

Inną zaletą tej teorii jest to, że pozwala ona wyjaśnić zachowanie cząsteczek, takich jak trifluorek boru (BF)₃) i tetrafluorek krzemu (SiF)₄), które nie mają obecności jonów H⁺ ani OH^-, zgodnie z wymaganiami poprzednich teorii.

Referencje

1. Britannica, E. d. (s.f.). Encyklopedia Britannica. Źródło: britannica.com
2. Teoria kwasowo-zasadowa Brønsteda-Lowry'ego. (s.f.). Wikipedia. Źródło z en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Teorie kwasów i zasad. Pobrane z chemguide.co.uk