Skābes un bāzu teorijas Lewis, Brönsted-Lowry un Arrhenius teorija

The skābes un bāzu teorijas Viņi sākas no koncepcijas, ko 1776. gadā deva Antoine Lavoisier, kam bija ierobežotas zināšanas par spēcīgām skābēm, tostarp nitrātu un sērskābi. Lavoisier apgalvoja, ka vielas skābums ir atkarīgs no tā, cik daudz skābekļa tā satur, jo nezināja par ūdeņraža halogenīdu un citu stipru skābju faktisko sastāvu..

Šī teorija tika uzskatīta par patieso skābes definīciju jau vairākus gadu desmitus, pat ja zinātnieki, piemēram, Berzelius un fon Lībig, izdarīja grozījumus un ierosināja citas vīzijas, bet līdz brīdim, kad Arrhenius ieradās, tas nesāka skaidrāk redzēt, kā darbojas skābes un bāzes..

Pēc Arrhenius fiziķi Brönsteds un Lowijs patstāvīgi izstrādāja savu teoriju, līdz Lewis nāca klajā ar priekšlikumu par uzlabotu un precīzāku tā versiju..

Šīs teoriju kopas tiek izmantotas līdz pat šai dienai un tiek uzskatītas par tādām, kas palīdzēja veidot modernu ķīmisko termodinamiku.

Indekss

• 1 Arrhenius teorija
• 2 Brenstedas un Lowijas teorija
• 3 Lūisa teorija
• 4 Atsauces

Arrēnijas teorija

Arrhenius teorija ir pirmā mūsdienu skābju un bāzu definīcija, un to ierosināja fizikāli ķīmiskās vielas ar tādu pašu nosaukumu 1884. gadā. Tajā teikts, ka viela tiek identificēta kā skābe, kad tā ūdenī izšķīdina ūdeņraža jonus..

Tas nozīmē, ka skābe palielina H jonu koncentrāciju⁺ ūdens šķīdumos. To var pierādīt ar sālsskābes (HCl) disociācijas paraugu ūdenī:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(ac)

Arrhenius uzskata, ka bāzes ir tās vielas, kas izdalās hidroksīda jonos, kad tie ir atdalīti ūdenī; tas nozīmē, ka tas palielina OH jonu koncentrāciju^- ūdens šķīdumos. Arrhenius bāzes piemērs ir nātrija hidroksīda šķīdināšana ūdenī:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(ac)

Teorija arī norāda, ka tādi nav H jonu⁺, bet šo nomenklatūru izmanto, lai apzīmētu hidronija jonu (H₃O⁺) un ka tas tika saukts par ūdeņraža jonu.

Sārmainības un skābuma jēdzieni tika izskaidroti tikai kā hidroksīda un ūdeņraža jonu koncentrācija, bet citi skābes un bāzes veidi (to vājas versijas) netika izskaidroti..

Brensteda un Lowijas teorija

Šo teoriju 1923. gadā izstrādāja atsevišķi divi fizikāli ķīmiskie produkti, pirmais Dānijā un otrais Anglijā. Abiem bija tāda pati vīzija: Arrhenius teorija bija ierobežota (jo tā pilnībā bija atkarīga no ūdens šķīduma esamības) un pareizi nenosaka, kas bija skābe un bāze.

Tāpēc ķīmiķi strādāja ap ūdeņraža jonu un izteica savu prasību: skābes ir vielas, kas atbrīvo vai ziedo protonus, bet bāzes ir tās, kas pieņem šos protonus..

Viņi izmantoja piemēru, lai parādītu savu teoriju, kas ietvēra reakciju līdzsvarā. Viņš apgalvoja, ka katrai skābei bija konjugēta bāze, un ka katrai bāzei bija arī konjugāta skābe, piemēram:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Kā, piemēram, reakcijā:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

Iepriekšējā reakcijā etiķskābe (CH₃COOH) ir skābe, jo tā dod ūdenim protonu₂O), tādējādi kļūstot par konjugāta bāzi, acetāta jonu (CH₃COO^-). Savukārt ūdens ir bāze, jo tā pieņem etiķskābes protonu un kļūst par tās konjugēto skābi, hidronija jonu (H₃O⁺).

Šī reakcija pretējā gadījumā ir arī skābes bāzes reakcija, jo konjugāta skābe tiek pārvērsta skābē un konjugāta bāze tiek pārvērsta bāzē, ziedojot un pieņemot protonus tādā pašā veidā.

Šīs teorijas priekšrocība, salīdzinot ar Arrhenius, ir tāda, ka tas neprasa, lai skābe tiktu atdalīta, lai izskaidrotu skābes un bāzes..

Lūisa teorija

Fizikāli ķīmiskais Gilberts Lūiss sāka pētīt jaunu skābes un bāzes definīciju 1923. gadā, tajā pašā gadā, kad Brönsteds un Lowijs piedāvāja savu teoriju par šīm vielām..

Šim priekšlikumam, kas tika publicēts 1938. gadā, bija tā priekšrocība, ka definīcijā tika atcelta ūdeņraža (vai protonu) prasība.

Viņš pats bija teicis attiecībā uz viņa priekšteču teoriju, ka "skābju definīcijas ierobežošana ar vielām, kas satur ūdeņradi, bija tikpat ierobežojošs kā oksidētāju ierobežošana tiem, kuriem bija skābeklis".

Vispārīgi runājot, šī teorija definē pamatus kā vielas, kas var ziedot pāri elektroniem, un skābes kā tās, kuras var saņemt šo pāri.

Precīzāk, viņš norāda, ka Lūisa bāze ir tāda elektronu pāris, kas nav pievienots tās kodolam un ko var ziedot, un ka Lūisa skābe ir tāda, kas var pieņemt brīvu elektronu pāri. Tomēr Lewis skābju definīcija ir vaļīga un ir atkarīga no citām īpašībām.

Piemērs ir reakcija starp trimetilborānu (Me₃B) - kas darbojas kā Lewis skābe, jo tā spēj pieņemt elektronu pāri - un amonjaku (NH₃), kas var ziedot savu elektronu brīvu pāri.

I₃B +: NH₃ → Es₃B: NH₃

Liela Lūisa teorijas priekšrocība ir veids, kā tā papildina redoksreakciju modeli: teorija liek domāt, ka skābes reaģē ar bāzēm, lai dalītos ar elektronu pāriem, nemainot neviena no tiem atomiem.

Vēl viena šīs teorijas priekšrocība ir tā, ka tā ļauj izskaidrot molekulu, piemēram, bora trifluorīda (BF), uzvedību.₃) un silīcija tetrafluorīds (SiF)₄), kam nav H jonu⁺ ne OH^-, saskaņā ar iepriekšējām teorijām.

Atsauces

1. Britannica, E. d. (s.f.). Encyclopedia Britannica. Izgūti no britannica.com
2. Brønsted-Lowry skābes bāzes teorija. (s.f.). Vikipēdija. Izgūti no en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Skābju un bāzu teorijas. Izgūti no chemguide.co.uk