Teorier om syror och baser Teori av Lewis, Brönsted-Lowry och Arrhenius

den teorier om syror och baser De börjar från konceptet Antoine Lavoisier 1776, som hade begränsad kunskap om starka syror, bland annat salpetersyra och svavelsyra. Lavoisier hävdade att surheten hos ett ämne berodde på hur mycket syre det innehöll, eftersom det inte visste de faktiska kompositionerna av vätehalogenider och andra starka syror.

Denna teori togs som den sanna definitionen av syra under flera decennier, även om forskarna Berzelius och von Liebig gjorde honom ändringar och andra åsikter, men tills han nådde Arrhenius inte börja se mer tydligt hur de arbetade syror och baser.

Efter Arrhenius utvecklade fysikerna Brönsted och Lowry självständigt sin egen teori tills Lewis kom för att föreslå en förbättrad och mer exakt version av den.

Denna uppsättning teorier används för denna dag och sägs vara de som hjälpte till att bilda modern kemisk termodynamik.

index

• 1 Arrhenius teori
• 2 Teorin om Brönsted och Lowry
• 3 Lewis teori
• 4 referenser

Arrhenius teori

Arrhenius-teorin är den första moderna definitionen av syror och baser och föreslogs av den fysikalisk-kemiska med samma namn 1884. Det anges att ett ämne är identifierat som syra när det bildar vätejoner när de löses i vatten.

Det vill säga syran ökar koncentrationen av H-joner⁺ i vattenhaltiga lösningar. Detta kan demonstreras med ett exempel på dissociation av saltsyra (HCl) i vatten:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(Aq)

Enligt Arrhenius är baser de ämnen som frigör hydroxidjoner när de dissocieras i vatten; det vill säga det ökar koncentrationen av OH-joner^- i vattenhaltiga lösningar. Ett exempel på en Arrhenius-bas är upplösningen av natriumhydroxid i vatten:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(Aq)

Teorin säger också att som sådan finns det inga H-joner⁺, men denna nomenklatur används för att beteckna en hydroniumjon (H₃O⁺) och att detta kallades vätejon.

Begreppen alkalinitet och aciditet var endast förklaras som koncentrationerna av hydroxidjoner och vätejoner respektive, och andra typer av syra och bas (svaga versioner) inte förklaras.

Teorin om Brönsted och Lowry

Denna teori utvecklades självständigt av två fysikaliska kemikalier 1923, den första i Danmark och den andra i England. Båda hade samma syn: Arrhenius-teorin var begränsad (eftersom den helt berodde på förekomsten av en vattenhaltig lösning) och definierade inte korrekt vad som var en syra och en bas.

Därför arbetade kemikerna runt vätejonen och gjorde gällande: syror är de substanser som frigör eller donerar protoner, medan baserna är de som accepterar protonerna.

De använde ett exempel för att visa sin teori, vilket innebar en reaktion i jämvikt. Han hävdade att varje syra hade sin konjugatbas, och att varje bas också hade sin konjugerade syra, så här:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Som till exempel i reaktionen:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

I den tidigare reaktionsättiksyra (CH₃COOH) är en syra eftersom den donerar en proton till vatten (H₂O) och därigenom blir dess konjugatbas, acetatjonen (CH₃COO^-). Vatten är i sin tur en bas eftersom den accepterar en proton av ättiksyra och blir dess konjugerade syra, hydroniumjonen (H₃O⁺).

Denna omvänd reaktion är också en syrabasreaktion, eftersom den konjugerade syran omvandlas till syra och konjugatbasen omvandlas till bas genom donation och acceptans av protoner på samma sätt.

Fördelen med denna teori över Arrhenius är att det inte kräver att en syra ska dissocieras för att förklara syror och baser.

Lewis teori

Lewis Gilbert fisicoquímico började studera en ny definition av syror och baser 1923, samma år som Bronsted och Lowry erbjöd sin egen teori om dessa ämnen.

Detta förslag, som publicerades 1938, hade fördelen att kravet på väte (eller proton) i definitionen avlägsnades.

Han hade i förhållande till teorin om sina föregångare sagt att "att begränsa definitionen av syror till substanser som innehöll väte var lika begränsande som att begränsa oxidationsmedel till de som hade syre".

I stort sett definierar denna teori baserna som substanser som kan donera ett par elektroner och syrorna som de som kan ta emot detta par.

Mer exakt, står det att en Lewisbas är en som har ett par av elektroner, som inte är bundet till kärnan och kan doneras, och Lewis-syran är en som kan acceptera ett fritt elektronpar. Definitionen av Lewis syror är emellertid lös och beror på andra egenskaper.

Ett exempel är reaktionen mellan trimetylboran (Me₃B) - som fungerar som Lewis-syra eftersom den har förmåga att acceptera ett par elektroner - och ammoniak (NH₃), som kan donera sitt elektronfria par.

mig₃B +: NH₃ → Me₃B: NH₃

En stor fördel med Lewis teori är hur det kompletterar redoxreaktionsmodellen: teorin antyder att syror reagerar med baserna för att dela ett par elektroner utan att ändra oxidationsantalet hos någon av deras atomer.

En annan fördel med denna teori är att det tillåter att förklara beteendet hos molekyler som bortrifluorid (BF)₃) och kiseltetrafluorid (SiF)₄), som inte har någon närvaro av H-joner⁺ eller OH^-, som krävs av tidigare teorier.

referenser

1. Britannica, E. d. (N.D.). Encyclopedia Britannica. Hämtad från britannica.com
2. Brønsted-Lowry-syrabasbasteori. (N.D.). Wikipedia. Hämtad från en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Teorier om syror och baser. Hämtad från chemguide.co.uk