U teorije kiselina i baza se temelji na konceptu dao Antoine Lavoisier u 1776, koji je ograničen znanje o jakim kiselinama, uključujući i dušična i sumporna. Lavoisier je tvrdio da kiselost neke tvari ovisi o tome koliko kisika sadrži, jer nije znao stvarne sastave halogenida vodika i drugih jakih kiselina.
Ta se teorija uzimala kao istinska definicija kiseline nekoliko desetljeća, čak i kad su znanstvenici poput Berzeliusa i von Liebig-a napravili modifikacije i predložili druge vizije, ali tek je Arrhenius počeo jasnije vidjeti kako djeluju kiseline i baze.
Thomas Martin Lowry, jedan od teoretičara kiselina i baza
Slijedom Arrheniusa, fizikohemičari Brönsted i Lowry samostalno su razvijali vlastitu teoriju, sve dok Lewis nije došao predložiti poboljšanu i točniju verziju te verzije.
Ovakav skup teorija koristi se do danas i kažu da su one koje su pomogle oblikovanju moderne kemijske termodinamike.
Arrenijeva teorija
Arrenijeva teorija prva je moderna definicija kiselina i baza, a istoimeni je naziv predložio istoimeni fizikohemičar. Kaže da se tvar identificira kao kiselina kad tvori vodikove ione otapanjem u vodi.
Odnosno, kiselina povećava koncentraciju H + iona u vodenim otopinama. To se može pokazati primjerom disocijacije klorovodične kiseline (HCl) u vodi:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Prema Arrheniusu, baze su one tvari koje ispuštaju hidroksidne ione kad se disociraju u vodi; to jest, povećava koncentraciju OH - iona u vodenim otopinama. Primjer Arrhenius baze je otapanje natrijevog hidroksida u vodi:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Teorija također navodi da je, kao takav, nema H + iona, a da se to nomenklatura se koristi za, predstavljaju hydronium ion (H 3 O +), te da je to u tekstu iona vodika.
Koncepti alkalnosti i kiselosti objasnjeni su samo kao koncentracije hidroksida i vodikovih iona, a ostale vrste kiseline i baze (njihove slabe verzije) nisu objašnjene.
Brönstedova i Lowryjeva teorija
Johannes Nicolaus Bronsted
Ovu su teoriju samostalno razvile dvije fizikalno-kemijske tvari 1923., prva u Danskoj i druga u Engleskoj. Oboje su imali istu viziju: Arreniusova teorija bila je ograničena (budući da je u potpunosti ovisila o postojanju vodene otopine) i nije točno odredio što su kiselina i baza.
Zbog toga su kemičari radili oko vodikovog iona i iznijeli svoje tvrdnje: kiseline su tvari koje oslobađaju ili doniraju protone, dok su baze one koje prihvaćaju te protone.
Oni su primjer pokazali svoju teoriju, koja je uključivala reakciju ravnoteže. Tvrdio je da svaka kiselina ima svoju konjugiranu bazu, te da svaka baza ima i svoju konjugiranu kiselinu, poput ove:
HA + B ↔ A - + HB +
Kao, na primjer, u reakciji:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
U prethodnoj reakciji, octena kiselina (CH 3 COOH) kiselina jer donira proton u vodu (H 2 O), postajući tako njenu konjugiranu bazu, acetat ion (CH 3 COO -). S druge strane, voda je baza jer prihvaća proton iz octene kiseline i postaje njen konjugirani kiseline, na hydronium ion (H 3 O +).
Ova reverzibilna reakcija je također kiselo-bazna reakcija, jer konjugirana kiselina postaje kiselina, a konjugirana baza postaje bazna, doniranjem i prihvaćanjem protona na isti način.
Prednost ove teorije u odnosu na Arrhenius je ta što ona ne zahtijeva kiselinu da se disocira kako bi računala kiseline i baze.
Lewisova teorija
Fizikokemičar Gilbert Lewis počeo je proučavati novu definiciju kiselina i baza 1923. godine, iste godine kada su Brönsted i Lowry ponudili vlastitu teoriju o tim tvarima.
Ovaj prijedlog, koji je objavljen 1938. godine, imao je prednost što je zahtjev vodika (ili protona) uklonjen iz definicije.
Sam je rekao, u vezi s teorijom svojih prethodnika, da je "ograničavanje definicije kiselina na tvari koje sadrže vodik bilo jednako ograničavajuće kao i ograničavanje oksidacijskih tvari na one koje sadrže kisik."
Općenito govoreći, ova teorija definira baze kao tvari koje mogu donirati par elektrona, a kiseline kao one koje mogu primiti ovaj par.
Preciznije rečeno, Lewisova baza je ona koja ima par elektrona, koja nije vezana za svoje jezgro i može se donirati, te da je Lewisova kiselina ta koja može prihvatiti slobodni par elektrona. Međutim, definicija Lewisovih kiselina je labava i ovisi o drugim karakteristikama.
Primjer je reakcija između trimethylborane (Me 3 B) - koji djeluje kao Lewisove kiseline, jer je mogućnost prihvatiti par elektrona - i amonijak (NH 3), koji se mogu donirati svoj slobodni elektronski par.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Velika prednost Lewisove teorije je način na koji ona nadopunjuje model redoks reakcija: teorija sugerira da kiseline reagiraju s bazama kako bi dijelile par elektrona, a da ne promijene oksidacijske brojeve bilo koje od svojih atoma.
Još jedna prednost ove teorije je ta što nam omogućava objasniti ponašanje molekula poput trifluorida bora (BF 3) i silicijum tetrafluorida (SiF 4), koje nemaju prisutnost H + ili OH - iona, kako to zahtijeva prethodne teorije.
Reference
- Britannica, E. d. (SF). Enciklopedija Britannica. Preuzeto s britannica.com
- Brønsted - Teorija bazične kiseline. (SF). Wikipedia. Preuzeto sa en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Teorije kiselina i baza. Preuzeto s chemguide.co.uk