A savak és bázisok elmélete Antoine Lavoisier 1776-ban adott fogalmán alapszik, aki korlátozott ismeretekkel rendelkezik az erős savakról, beleértve a salétromsavat és a kénsavat. Lavoisier állítása szerint egy anyag savassága attól függ, hogy mennyi oxigént tartalmaz, mivel nem ismeri a hidrogén-halogenidek és más erős savak tényleges összetételét.
Ezt az elméletet több évtizeden keresztül vették a sav valódi meghatározásaként, még akkor is, amikor a tudósok, mint például Berzelius és von Liebig, módosításokat készítettek és más elképzeléseket javasoltak, ám Arrhenius csak azelőtt jött, hogy világosabbá tegye a savak és bázisok működését.
Thomas Martin Lowry, az egyik sav- és báziselmélet
Arrhenius után Brönsted és Lowry fizikokémikusok önállóan fejlesztették ki saját elméletüket, amíg Lewis el nem jött, hogy javaslatot tegyen annak jobb és pontosabb változatára.
Ez az elméletkészlet a mai napig használatos, és állítólag azok voltak, amelyek elősegítették a modern kémiai termodinamika kialakítását.
Arrhenius elmélet
Arrhenius elmélete a savak és bázisok első modern meghatározása, amelyet 1884-ben az azonos nevű fizikokémikus javasolt. Azt állítja, hogy az anyagot savként azonosítják, amikor hidrogénionokat képez a vízben való feloldódással.
Vagyis a sav növeli a H + -ionok koncentrációját vizes oldatokban. Ezt a sósav (HCl) vízben történő disszociációjának egy példájával igazolhatjuk:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Arrhenius szerint a bázisok azok az anyagok, amelyek felszabadítják a hidroxid-ionokat, amikor vízben disszociálnak; azaz, hogy növeli a koncentrációt az OH - ionok vizes oldatokban. Az Arrhenius-bázis példája a nátrium-hidroxid vízben történő oldódása:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Az elmélet azt is állítja, hogy önmagában nem léteznek H + -ionok, de ezt a nómenklatúrát hidronium-ion (H 3 O +) megjelölésére használják, és ezt hidrogén-ionnak nevezik.
Az lúgosság és a savasság fogalmait csak a hidroxid és a hidrogénion koncentrációinak magyarázatával magyarázták, a többi sav és bázis típusát (ezek gyenge változatai) pedig nem magyarázták.
Brönsted és Lowry elmélet
Johannes Nicolaus Bronsted
Ezt az elméletet két fizikai-kémiai vegyület fejlesztette ki 1923-ban, az első Dániában és a második Angliában. Mindkettőnek ugyanaz a látása volt: Arrhenius elmélete korlátozott volt (mivel ez teljesen függött egy vizes oldat létezésétől), és nem határozta meg helyesen, hogy mi a sav és egy bázis.
Ezért a vegyészek a hidrogénion körül dolgoztak és állításukat tették: a savak olyan anyagok, amelyek protonokat szabadítanak fel vagy adományoznak, míg a bázisok azok, amelyek elfogadják ezeket a protonokat.
Példaként mutatták be elméletüket, amely egyensúlyi reakciót jelentett. Azt állította, hogy minden savnak van konjugált bázisa, és hogy minden bázisnak is volt konjugált savja, így:
HA + B ↔ A - + HB +
Mint például a reakcióban:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
Az előző reakcióban, ecetsavat (CH 3 COOH) egy sav, mert adományoz egy proton vízhez (H 2 O), így válik a konjugált bázisa, az acetát-ion (CH 3 COO -). A víz viszont bázis, mivel elfogad egy protont az ecetsavból, és annak konjugált savjává, hidrónium-ionjává (H 3 O +) válik.
Ez a fordított reakció egy sav-bázis reakció is, mivel a konjugált sav savvá válik, és a konjugált bázis bázissá válik, a protonok adományozásával és elfogadásával azonos módon.
Ennek az elméletnek az Arrheniushoz viszonyított előnye az, hogy a savak és bázisok elszámolásához nincs szükség savszétadásra.
Lewis-elmélet
A fizikokemisztikus Gilbert Lewis 1923-ban kezdte meg tanulmányozni a savak és bázisok új meghatározását, amikor Brönsted és Lowry felajánlotta saját elméletét ezekről az anyagokról.
Ennek az 1938-ban kiadott javaslatnak az az előnye volt, hogy a hidrogén (vagy proton) igényét eltávolították a meghatározásból.
Ő maga elmondta az elõdeinek elméletével kapcsolatban, hogy "a savak meghatározásának a hidrogéntartalmú anyagokra való korlátozása ugyanolyan korlátozó jellegû, mint az oxidálószereket az oxigént tartalmazó anyagokra korlátozni".
Általánosságban véve, ez az elmélet a bázisokat olyan anyagokként definiálja, amelyek képesek elektronpárt adni, és savakat, mint anyagokat, amelyek képesek ezt a párot befogadni.
Pontosabban: kijelenti, hogy a Lewis-bázis olyan elektron, amelynek elektronpára van, amely nem kötődik a magjához, és adományozható, és hogy a Lewis-sav olyan, amely szabad elektronpárt képes elfogadni. A Lewis-savak meghatározása azonban laza és más tulajdonságoktól függ.
Egy példa a reakció között a trimetil (Me 3 B) - amely úgy működik, mint egy Lewis-sav, mert megvan az a képessége, hogy elfogadja egy elektronpár - és az ammónia (NH 3), amely adományoz a szabad elektronpár.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
A Lewis-elmélet nagy előnye, hogy kiegészíti a redox reakciók modelljét: az elmélet azt sugallja, hogy a savak bázisokkal reagálnak, hogy megosszák az elektronpárt, anélkül hogy megváltoztatnák bármelyikük oxidációs számát atomok.
Egy másik előnye ennek elmélet az, hogy lehetővé teszi számunkra, hogy megmagyarázza a viselkedését molekulák, mint például bór-trifluorid (BF 3) és a szilícium-tetrafluorid (SiF 4), amelyek nem rendelkeznek a jelenlétét H + vagy OH - ionok, ahogy azt a korábbi elméletek.
Irodalom
- Britannica, E. d. (Sf). Encyclopedia Britannica. Visszakeresve a britannica.com webhelyről
- Brønsted - Lowry sav - bázis elmélet. (Sf). Wikipedia. Vissza a (z) en.wikipedia.org oldalról
- Clark, J. (2002). Savak és bázisok elméletei. Vissza a (z) chemguide.hu webhelyről