Teorier om syrer og baser Teori av Lewis, Brönsted-Lowry og Arrhenius

den teorier om syrer og baser De starter fra konseptet gitt av Antoine Lavoisier i 1776, som hadde begrenset kunnskap om sterke syrer, blant annet salpetersyre og svovelsyre. Lavoisier hevdet at surheten av et stoff avhenger av hvor mye oksygen det inneholdt, siden det ikke kjente de faktiske sammensetningene av hydrogenhalogenider og andre sterke syrer.

Denne teorien ble tatt som den sanne definisjonen av syre i flere tiår, selv om forskere som Berzelius og von Liebig gjorde modifikasjoner og foreslåtte andre visjoner, men inntil Arrhenius ankom, begynte det ikke å se tydeligere hvordan syrer og baser arbeidet.

Etter Arrhenius utviklet fysikerne Brönsted og Lowry selvstendig sin egen teori, til Lewis kom for å foreslå en forbedret og mer nøyaktig versjon av det.

Dette settet av teorier er vant til i dag og sies å være de som bidro til å danne moderne kjemisk termodynamikk.

index

• 1 Arrhenius teori
• 2 Teorien om Brönsted og Lowry
• 3 Lewis teori
• 4 referanser

Arrhenius teori

Arrhenius-teorien er den første moderne definisjonen av syrer og baser, og ble foreslått av den fysisk-kjemiske av samme navn i 1884. Det står at et stoff er identifisert som syre når det danner hydrogenioner når de oppløses i vann.

Det vil si at syre øker konsentrasjonen av H-ioner⁺ i vandige løsninger. Dette kan demonstreres med et eksempel på dissosiasjon av saltsyre (HCl) i vann:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(Aq)

Ifølge Arrhenius er baser de stoffene som frigjør hydroksidioner når de er dissocierte i vann; det vil øke konsentrasjonen av OH-ioner^- i vandige løsninger. Et eksempel på en Arrhenius-base er oppløsningen av natriumhydroksyd i vann:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(Aq)

Teorien sier også at som sådan er det ingen H ioner⁺, men denne nomenklaturen brukes til å betegne et hydroniumion (H₃O⁺) og at dette ble referert til som hydrogen ion.

Begrepet alkalitet og surhet ble bare forklart som konsentrasjonene av henholdsvis hydroksid og hydrogenioner, og de andre typer syre og base (deres svake versjoner) ble ikke forklart..

Teorien om Brönsted og Lowry

Denne teorien ble utviklet uavhengig av to fysikalske kjemikalier i 1923, den første i Danmark og den andre i England. Begge hadde samme syn: Arrhenius-teorien var begrenset (siden den var helt avhengig av eksistensen av en vandig løsning) og definerte ikke riktig hva som var en syre og en base.

Derfor jobbet kjemikerne rundt hydrogenjonen og gjorde krav på dem: Syrer er stoffene som frigjør eller donerer protoner, mens basene er de som aksepterer disse protonene.

De brukte et eksempel for å demonstrere deres teori, som innebar en reaksjon i likevekt. Han hevdet at hver syre hadde sin konjugatbase, og at hver base også hadde sin konjugerte syre, slik:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Som for eksempel i reaksjonen:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

I den tidligere reaksjonseddiksyre (CH₃COOH) er en syre fordi den donerer en proton til vann (H₂O), og dermed bli dens konjugatbase, acetat-ionet (CH₃COO^-). I sin tur er vann en base fordi den aksepterer et proton av eddiksyre og blir dens konjugerte syre, hydroniumionet (H₃O⁺).

Denne reaksjonen i omvendt er også en syrebase-reaksjon, siden konjugatsyren omdannes til syre og konjugatbasen blir omdannet til base, gjennom donasjon og aksept av protoner på samme måte.

Fordelen med denne teorien over Arrhenius er at det ikke krever at en syre blir dissociert for å forklare syrer og baser.

Teori av Lewis

Den fysisk-kjemiske Gilbert Lewis begynte å studere en ny definisjon av syrer og baser i 1923, samme år hvor Brönsted og Lowry tilbød sin egen teori om disse stoffene.

Dette forslaget, som ble publisert i 1938, hadde fordelen at hydrogen (eller proton) kravet til definisjonen ble fjernet.

Han hadde i forhold til teorien om sine forgjengere sagt at "å begrense definisjonen av syrer til stoffer som inneholdt hydrogen var så begrensende som å begrense oksidasjonsmidler til de som hadde oksygen".

I stor grad definerer denne teorien basene som stoffene som kan donere et par elektroner, og syrene som de som kan motta dette paret.

Nærmere bestemt sier han at en Lewis-base er en som har et par elektroner, som ikke er festet til kjernen og kan doneres, og at Lewis-syre er en som kan akseptere et par frie elektroner. Imidlertid er definisjonen av Lewis-syrer løs og avhenger av andre egenskaper.

Et eksempel er reaksjonen mellom trimetylboran (Me₃B) - som virker som Lewis-syre fordi den har evnen til å akseptere et par elektroner - og ammoniakk (NH₃), som kan donere sitt elektronfrie par.

meg₃B +: NH₃ → Me₃B: NH₃

En stor fordel ved Lewis teori er hvordan det utfyller redoksreaksjonsmodellen: teorien antyder at syrer reagerer med basene for å dele et par elektroner uten å endre oksidasjonsnumrene til noen av deres atomer.

En annen fordel med denne teorien er at den tillater å forklare oppførselen til molekyler som bor trifluorid (BF)₃) og silisiumtetrafluorid (SiF)₄), som ikke har tilstedeværelse av H-ioner⁺ eller OH^-, som kreves av tidligere teorier.

referanser

1. Britannica, E. d. (N.d.). Encyclopedia Britannica. Hentet fra britannica.com
2. Brønsted-Lowry syre-base teori. (N.d.). Wikipedia. Hentet fra en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Teorier om syrer og baser. Hentet fra chemguide.co.uk