De teorier af syrer og baser er baseret på konceptet afgivet Antoine Lavoisier i 1776, som havde begrænset kendskab til stærke syrer, herunder salpetersyre og svovlsyre. Lavoisier hævdede, at surhedsgraden af et stof var afhængig af, hvor meget ilt det indeholdt, da han ikke kendte de faktiske sammensætninger af brinthalogenider og andre stærke syrer.
Denne teori blev taget som den sande definition af syre i flere årtier, selv når forskere som Berzelius og von Liebig foretog ændringer og foreslog andre visioner, men det var først i Arrhenius, at det begyndte at ses mere tydeligt, hvordan syrer og baser virkede.
Thomas Martin Lowry, en af syre- og base-teoretikere
Efter Arrhenius udviklede fysikkemikerne Brönsted og Lowry uafhængigt deres egen teori, indtil Lewis kom med for at foreslå en forbedret og mere præcis version af den.
Dette sæt teorier bruges i dag og siges at være dem, der hjalp med til at danne moderne kemisk termodynamik.
Arrhenius teori
Arrhenius-teorien er den første moderne definition af syrer og baser, og den blev foreslået af fysikokemikeren med samme navn i 1884. Den siger, at et stof identificeres som syre, når det danner brintioner ved at opløses i vand.
Det vil sige, at syren øger koncentrationen af H + -ioner i vandige opløsninger. Dette kan demonstreres med et eksempel på dissociation af saltsyre (HCI) i vand:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Ifølge Arrhenius er baser de stoffer, der frigiver hydroxidioner, når de dissocieres i vand; det vil sige, at det øger koncentrationen af OH - ioner i vandige opløsninger. Et eksempel på en Arrhenius-base er opløsningen af natriumhydroxid i vand:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teorien har endvidere anført, som sådan, er der ingen H + ioner, men at denne nomenklatur anvendes til at betegne en hydroniumion (H 3 O +), og at dette blev omtalt som en hydrogenion.
Begreberne alkalitet og surhedsgrad blev kun forklaret, da koncentrationerne af henholdsvis hydroxid og hydrogenioner og de andre typer syre og base (deres svage versioner) ikke blev forklaret.
Brönsted og Lowry teori
Johannes Nicolaus Bronsted
Denne teori blev udviklet uafhængigt af to fysisk-kemiske stoffer i 1923, den første i Danmark og den anden i England. De havde begge den samme vision: Arrhenius 'teori var begrænset (da den helt afhænger af eksistensen af en vandig opløsning) og definerede ikke korrekt, hvad en syre og en base var.
Af denne grund arbejdede kemikere omkring hydrogenionen og fremsatte deres krav: syrer er de stoffer, der frigiver eller donerer protoner, mens baser er dem, der accepterer disse protoner.
De brugte et eksempel for at demonstrere deres teori, som involverede en ligevægtsreaktion. Han hævdede, at hver syre havde sin konjugatbase, og at hver base også havde sin konjugatsyre, som denne:
HA + B ↔ A - + HB +
Som for eksempel i reaktionen:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
I den foregående reaktion, eddikesyre (CH 3 COOH) er en syre, fordi den donerer en proton til vand (H 2 O), hvorved den blev konjugeret base, acetatet ion (CH 3 COO -). Til gengæld vand er en base, fordi den accepterer en proton fra eddikesyre og bliver dets konjugerede syre, det hydroniumion (H 3 O +).
Denne reversreaktion er også en syre-base-reaktion, da den konjugerede syre omdannes til syre, og den konjugerede base omdannes til base gennem donation og accept af protoner på samme måde.
Fordelen ved denne teori i forhold til Arrhenius er, at den ikke kræver en syre til at dissociere for at tage højde for syrer og baser.
Lewis teori
Fysisk-kemiker Gilbert Lewis begyndte at studere en ny definition af syrer og baser i 1923, samme år som Brönsted og Lowry tilbød deres egen teori om disse stoffer.
Dette forslag, der blev offentliggjort i 1938, havde den fordel, at kravet om brint (eller proton) blev fjernet fra definitionen.
Han havde selv sagt i forhold til sine forgængers teori, at "begrænsning af definitionen af syrer til stoffer, der indeholder brint, var lige så begrænsende som at begrænse oxidationsmidler til dem, der indeholder ilt."
Stort set definerer denne teori baser som de stoffer, der kan donere et par elektroner, og syrer som dem, der kan modtage dette par.
Mere præcist angiver det, at en Lewis-base er en, der har et par elektroner, der ikke er bundet til dens kerne og kan doneres, og at Lewis-syre er en, der kan acceptere et frit par elektroner. Definitionen på Lewis-syrer er imidlertid løs og afhænger af andre egenskaber.
Et eksempel er reaktionen mellem trimethylborane (Me 3 B) - der virker som en Lewis-syre, fordi den har mulighed for at acceptere et par elektroner - og ammoniak (NH 3), som kan donere sin frie elektronpar.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
En stor fordel ved Lewis-teorien er den måde, hvorpå den supplerer modellen med redoxreaktioner: teorien antyder, at syrer reagerer med baser for at dele et elektronpar uden at ændre oxidationsnumrene for nogen af deres atomer.
En anden fordel ved denne teori er, at den tillader os at forklare opførslen af molekyler såsom bortrifluorid (BF 3) og siliciumtetrafluorid (SIF 4), som ikke har forekomst af H + eller OH - ioner, som krævet i tidligere teorier.
Referencer
- Britannica, E. d. (Sf). Encyclopedia Britannica. Hentet fra britannica.com
- Brønsted - Lowry acid - base theory. (Sf). Wikipedia. Hentet fra en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorier om syrer og baser. Hentet fra chemguide.co.uk