Par skābju un bāzu teorijas ir balstīta uz koncepciju, ko Antoine Lavoisier 1776, kas bija ierobežota zināšanas stiprām skābēm, to skaitā slāpekļa un sēra. Lavoisier apgalvoja, ka vielas skābums ir atkarīgs no tā, cik daudz skābekļa tā satur, jo viņš nezināja ūdeņraža halogenīdu un citu stipru skābju faktisko sastāvu.
Šī teorija tika uzskatīta par patieso skābes definīciju vairāku gadu desmitu laikā pat tad, kad zinātnieki, piemēram, Berzelius un von Liebig, veica modifikācijas un ierosināja citas vīzijas, taču tikai Arrhenius ieradās skaidrāk redzēt, kā darbojas skābes un bāzes.
Tomass Martins Lerijs, viens no skābju un bāzes teorētiķiem
Pēc Arrheniusa fizikāli ķīmiķi Brönsted un Lowry patstāvīgi izstrādāja savu teoriju, līdz Lūiss nāca pie tā, lai ierosinātu uzlabotu un precīzāku tās versiju.
Šis teoriju komplekts tiek izmantots līdz šai dienai, un tiek uzskatīts, ka tie ir tie, kas palīdzēja veidot mūsdienu ķīmisko termodinamiku.
Arrēnija teorija
Arrēnija teorija ir pirmā mūsdienu skābju un bāzu definīcija, un to 1884. gadā ierosināja tāda paša nosaukuma fizikāli ķīmiķis. Tajā teikts, ka viela tiek identificēta kā skābe, kad tā, veidojot ūdeņradi, veido ūdeņraža jonus.
Tas ir, skābe palielina H + jonu koncentrāciju ūdens šķīdumos. To var pierādīt ar sālsskābes (HCl) disociācijas piemēru ūdenī:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Pēc Arrēnija vārdiem, bāzes ir tās vielas, kas izdala hidroksīda jonus, kad tie sadalās ūdenī; tas ir, tas palielina OH - jonu koncentrāciju ūdens šķīdumos. Arrhenius bāzes piemērs ir nātrija hidroksīda izšķīšana ūdenī:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teorijā arī teikts, ka H + joni kā tādi nepastāv , bet šo nomenklatūru izmanto, lai apzīmētu hidronija jonu (H 3 O + ), un ka to sauca par ūdeņraža jonu.
Sārmainības un skābuma jēdzieni tika izskaidroti tikai kā attiecīgi hidroksīda un ūdeņraža jonu koncentrācijas, bet citi skābes un bāzes veidi (to vājās versijas) netika izskaidroti.
Brönsted un Lowry teorija
Johanness Nikolauss Bronsteds
Šo teoriju 1923. gadā patstāvīgi izstrādāja divas fizikāli ķīmiskās vielas - pirmā Dānijā un otrā Anglijā. Viņiem abiem bija vienāds redzējums: Arrhenius teorija bija ierobežota (jo tā pilnībā bija atkarīga no ūdens šķīduma esamības) un nepareizi definēja, kas ir skābe un bāze.
Šī iemesla dēļ ķīmiķi strādāja ap ūdeņraža jonu un izteica savu apgalvojumu: skābes ir vielas, kas izdala vai ziedo protonus, savukārt bāzes ir tās, kas pieņem šos protonus.
Viņi izmantoja piemēru, lai demonstrētu savu teoriju, kas ietvēra līdzsvara reakciju. Viņš apgalvoja, ka katrai skābei bija sava konjugētā bāze un ka katrai bāzei bija arī tās konjugētā skābe, piemēram:
HA + B ↔ A - + HB +
Piemēram, piemēram, reakcijā:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
Iepriekšējā reakcijā etiķskābe (CH 3 COOH) ir skābe, jo tā ziedo protonu ūdenim (H 2 O), tādējādi kļūstot par tā konjugēto bāzi - acetāta jonu (CH 3 COO - ). Ūdens savukārt ir bāze, jo tas pieņem protonu no etiķskābes un kļūst par tā konjugēto skābi - hidronija jonu (H 3 O + ).
Šī apgrieztā reakcija ir arī skābes bāzes reakcija, jo konjugētā skābe kļūst par skābi un konjugētā bāze kļūst par bāzi, veicot protonu ziedošanu un pieņemšanu tādā pašā veidā.
Šīs teorijas priekšrocība salīdzinājumā ar Arrēniju ir tāda, ka tai nav nepieciešama skābe, lai disociētos, lai ņemtu vērā skābes un bāzes.
Lūisa teorija
Fizikāli ķīmiķis Gilberts Lūiss sāka pētīt jaunu skābju un bāzu definīciju 1923. gadā, tajā pašā gadā, kad Brönsted un Lowry piedāvāja savu teoriju par šīm vielām.
Šim priekšlikumam, kas tika publicēts 1938. gadā, bija tā priekšrocība, ka no definīcijas tika svītrota prasība pēc ūdeņraža (vai protona).
Viņš pats attiecībā uz savu priekšgājēju teoriju bija teicis, ka "skābju definīcijas ierobežošana tikai ar vielām, kas satur ūdeņradi, ir tikpat ierobežojoša kā oksidējošo vielu ierobežošana ar vielām, kas satur skābekli".
Plaši runājot, šī teorija definē bāzes kā vielas, kas var ziedot elektronu pāri, un skābes kā vielas, kuras var uzņemt šo pāri.
Precīzāk, tajā teikts, ka Lūisa bāze ir tāda, kurai ir elektronu pāris, kas nav piesaistīta tās kodolam un ko var nodot, un ka Lūisa skābe ir tāda, kas var pieņemt brīvu elektronu pāri. Tomēr Lūisa skābju definīcija ir brīva un atkarīga no citām īpašībām.
Kā piemēru var minēt reakciju starp trimetilborānu (Me 3 B) - kas darbojas kā Lūisa skābe, jo tai ir spēja pieņemt elektronu pāri - un amonjaku (NH 3 ), kas var ziedot savu brīvo elektronu pāri.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Liela Lūisa teorijas priekšrocība ir veids, kā tā papildina redoksreakciju modeli: teorija liek domāt, ka skābes reaģē ar bāzēm, lai dalītos ar elektronu pāri, nemainot neviena no to oksidācijas skaitļiem. atomi.
Vēl viens šīs teoriju priekšrocība ir tā, ka tas ļauj mums izskaidrot uzvedību molekulu, tādu kā boru trifluorīda (BF 3 ) un silīcija tetrafluoride (SIF 4 ), kas nav klātbūtni H + vai OH - joniem , kā to prasa ar iepriekšējās teorijas.
Atsauces
- Britannica, E. d. (sf). Enciklopēdija Britannica. Izgūts no britannica.com
- Brønsted - Lowry skābes bāzes teorija. (sf). Wikipedia. Saturs iegūts no en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Skābju un bāzu teorijas. Izgūts no chemguide.co.uk