Asitler ve bazlar teorileri nitrik ve sülfürik dahil olmak üzere kuvvetli asitler, bilgi olamadı 1776 Antoine Lavoisier, verilen kavramına dayanmaktadır. Lavoisier, hidrojen halojenürlerin ve diğer güçlü asitlerin gerçek bileşimlerini bilmediğinden, bir maddenin asitliğinin ne kadar oksijen içerdiğine bağlı olduğunu iddia etti.
Bu teori, Berzelius ve von Liebig gibi bilim adamları modifikasyonlar yaptıklarında ve başka vizyonlar önerdiklerinde bile birkaç on yıl boyunca asidin gerçek tanımı olarak alındı, ancak Arrhenius asitlerin ve bazların nasıl çalıştığını daha net görene kadar değildi.
Thomas Martin Lowry, asit ve baz teorisyenlerinden biri
Arrhenius'un ardından, fizikokimyacılar Brönsted ve Lowry bağımsız olarak kendi teorilerini geliştirdiler, ta ki Lewis bunun daha iyi ve daha doğru bir versiyonunu önermeye gelene kadar.
Bu teoriler günümüze kadar kullanılmaktadır ve modern kimyasal termodinamiğin oluşmasına yardımcı olan teoriler olduğu söylenmektedir.
Arrhenius teorisi
Arrhenius teorisi, asit ve bazların ilk modern tanımıdır ve aynı isimli fizikokimyacı tarafından 1884 yılında önerilmiştir. Bir maddenin suda çözünerek hidrojen iyonları oluşturduğunda asit olarak tanımlandığını belirtir.
Yani asit , sulu çözeltilerde H + iyonlarının konsantrasyonunu arttırır . Bu, hidroklorik asidin (HCl) su içinde ayrışmasının bir örneği ile gösterilebilir:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Arrhenius'a göre bazlar, suda ayrıştıklarında hidroksit iyonları salan maddelerdir; yani sulu çözeltilerde OH - iyonlarının konsantrasyonunu arttırır . Arrhenius bazına bir örnek, sodyum hidroksitin suda çözünmesidir:
NaOH (sulu) → Na + (sulu) + OH - (sulu)
Teori aynı zamanda H + iyonlarının olmadığını , ancak bu isimlendirmenin bir hidronyum iyonunu (H 3 O + ) belirtmek için kullanıldığını ve bunun bir hidrojen iyonu olarak adlandırıldığını belirtir.
Alkalilik ve asitlik kavramları sadece sırasıyla hidroksit ve hidrojen iyonlarının konsantrasyonları olarak açıklandı ve diğer asit ve baz türleri (zayıf versiyonları) açıklanmadı.
Brönsted ve Lowry teorisi
Johannes Nicolaus Bronsted
Bu teori, 1923'te iki fizikokimyasal tarafından bağımsız olarak geliştirildi, ilki Danimarka'da ve ikincisi İngiltere'de. İkisi de aynı vizyona sahipti: Arrhenius'un teorisi sınırlıydı (çünkü tamamen sulu bir çözeltinin varlığına bağlıydı) ve bir asit ve bir bazın ne olduğunu doğru bir şekilde tanımlamıyordu.
Bu nedenle kimyagerler hidrojen iyonu etrafında çalıştılar ve iddialarını yaptılar: asitler, protonları salan veya bağışlayan maddelerdir, bazlar ise bu protonları kabul edenlerdir.
Bir denge reaksiyonu içeren teorilerini göstermek için bir örnek kullandılar. Her asidin kendi konjuge bazına sahip olduğunu ve her bazın da bunun gibi konjuge asidine sahip olduğunu iddia etti:
HA + B ↔ A - + HB +
Örneğin reaksiyondaki gibi:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
Önceki reaksiyonda, asetik asit (CH 3 suya bir proton bağışta için COOH) bir asit (H 2 O), böylece iki bileşenli taban olma, asetat iyonu (CH 3 COO - ). Buna karşılık, su bir bazdır çünkü asetik asitten bir proton kabul eder ve onun konjuge asidi olan hidronyum iyonu (H 3 O + ) haline gelir.
Bu ters reaksiyon aynı zamanda bir asit-baz reaksiyonudur, çünkü konjuge asit asit haline gelir ve konjuge baz, aynı şekilde protonların bağışlanması ve kabulü yoluyla baz haline gelir.
Bu teorinin Arrhenius'a göre avantajı, asitleri ve bazları hesaba katmak için bir asidin ayrışmasını gerektirmemesidir.
Lewis teorisi
Fizikokimyacı Gilbert Lewis, 1923'te, Brönsted ve Lowry'nin bu maddeler üzerine kendi teorilerini sundukları aynı yıl, asit ve bazların yeni bir tanımını incelemeye başladı.
1938'de yayınlanan bu öneri, hidrojen (veya proton) gerekliliğinin tanımdan çıkarılması avantajına sahipti.
Kendisinden öncekilerin teorisine göre, "asitlerin tanımını hidrojen içeren maddelerle sınırlamanın, oksitleyici maddeleri oksijen içerenlerle sınırlamak kadar sınırlayıcı olduğunu" söylemişti.
Genel olarak, bu teori, bazları bir çift elektron bağışlayabilen maddeler olarak ve asitleri bu çifti alabilenler olarak tanımlar.
Daha kesin olarak, bir Lewis bazının bir çift elektrona sahip, çekirdeğine bağlı olmayan ve bağışlanabilen bir baz olduğunu ve Lewis asidinin bir çift elektronu kabul edebilen bir asit olduğunu belirtir. Bununla birlikte, Lewis asitlerinin tanımı gevşektir ve diğer özelliklere bağlıdır.
Bir örnek, trimetilboran arasındaki reaksiyonu (Me, 3 ve amonyak (NH - bu bir elektron çiftini kabul edebilen yeteneğine sahip olduğu için, bir Lewis asidi olarak görev yapar - B) 3 , serbest elektron çifti bağış olabilir).
Ben 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Lewis teorisinin büyük bir avantajı, redoks reaksiyonları modelini tamamlama şeklidir: teori, asitlerin bazlarla reaksiyona girerek bir çift elektronu paylaştıklarını, herhangi birinin oksidasyon sayılarını değiştirmeden atomlar.
Bu teorinin bir başka avantajı da, boron triflorür (BF 3 ) ve silikon tetraflorür (SiF 4 ) gibi moleküllerin H + veya OH - iyonlarının gerektirdiği gibi davranışını açıklamamıza izin vermesidir . önceki teoriler.
Referanslar
- Britannica, E. d. (Sf). Britanika Ansiklopedisi. Britannica.com'dan alındı
- Brønsted - Lowry asit - baz teorisi. (Sf). Vikipedi. En.wikipedia.org adresinden alındı
- Clark, J. (2002). Asit ve baz teorileri. Chemguide.co.uk adresinden kurtarıldı