Die Theorien über Säuren und Basen basieren auf dem Konzept von Antoine Lavoisier aus dem Jahr 1776, der nur begrenzte Kenntnisse über starke Säuren, einschließlich Salpetersäure und Schwefelsäure, hatte. Lavoisier behauptete, dass der Säuregehalt einer Substanz davon abhänge, wie viel Sauerstoff sie enthielt, da er die tatsächlichen Zusammensetzungen von Halogenwasserstoffen und anderen starken Säuren nicht kannte.
Diese Theorie wurde für mehrere Jahrzehnte als die wahre Definition von Säure angesehen, selbst als Wissenschaftler wie Berzelius und von Liebig Modifikationen vornahmen und andere Visionen vorschlugen, aber erst als Arrhenius klarer wurde, wie Säuren und Basen funktionieren.
Thomas Martin Lowry, einer der Säure- und Basentheoretiker
Nach Arrhenius entwickelten die Physikochemiker Brönsted und Lowry unabhängig voneinander ihre eigene Theorie, bis Lewis eine verbesserte und genauere Version davon vorschlug.
Diese Theorien werden bis heute verwendet und sollen diejenigen gewesen sein, die zur Bildung der modernen chemischen Thermodynamik beigetragen haben.
Arrhenius-Theorie
Die Arrhenius-Theorie ist die erste moderne Definition von Säuren und Basen und wurde 1884 vom gleichnamigen Physikochemiker vorgeschlagen. Sie besagt, dass eine Substanz als Säure identifiziert wird, wenn sie durch Auflösen in Wasser Wasserstoffionen bildet.
Das heißt, die Säure erhöht die Konzentration von H + -Ionen in wässrigen Lösungen. Dies kann anhand eines Beispiels für die Dissoziation von Salzsäure (HCl) in Wasser gezeigt werden:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Basen sind nach Arrhenius solche Substanzen, die Hydroxidionen freisetzen, wenn sie in Wasser dissoziieren; das heißt, es erhöht die Konzentration von OH - Ionen in wässrigen Lösungen. Ein Beispiel für eine Arrhenius-Base ist die Auflösung von Natriumhydroxid in Wasser:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Die Theorie besagt auch, dass es als solche keine H + -Ionen gibt, dass diese Nomenklatur jedoch zur Bezeichnung eines Hydroniumions (H 3 O + ) verwendet wird und dass dies als Wasserstoffion bezeichnet wurde.
Die Konzepte der Alkalität und Säure wurden nur erklärt, wenn die Konzentrationen von Hydroxid- bzw. Wasserstoffionen und die anderen Arten von Säure und Base (ihre schwachen Versionen) nicht erklärt wurden.
Brönsted- und Lowry-Theorie
Johannes Nicolaus Bronsted
Diese Theorie wurde 1923 von zwei Physikochemikalien unabhängig voneinander entwickelt, die erste in Dänemark und die zweite in England. Beide hatten die gleiche Vision: Arrhenius 'Theorie war begrenzt (da sie vollständig von der Existenz einer wässrigen Lösung abhing) und definierte nicht richtig, was eine Säure und eine Base waren.
Aus diesem Grund haben Chemiker das Wasserstoffion umgangen und ihre Behauptung aufgestellt: Säuren sind die Substanzen, die Protonen freisetzen oder abgeben, während Basen diejenigen sind, die diese Protonen akzeptieren.
Sie verwendeten ein Beispiel, um ihre Theorie zu demonstrieren, die eine Gleichgewichtsreaktion beinhaltete. Er behauptete, dass jede Säure ihre konjugierte Base hatte und dass jede Base auch ihre konjugierte Säure hatte, wie folgt:
HA + B ↔ A - + HB +
Wie zum Beispiel in der Reaktion:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
In der vorherigen Reaktion ist Essigsäure (CH 3 COOH) eine Säure, da sie ein Proton an Wasser (H 2 O) abgibt und so zu seiner konjugierten Base, dem Acetation (CH 3 COO - ), wird. Wasser ist wiederum eine Base, da es ein Proton aus Essigsäure aufnimmt und zu seiner konjugierten Säure, dem Hydroniumion (H 3 O + ), wird.
Diese Umkehrreaktion ist auch eine Säure-Base-Reaktion, da die konjugierte Säure durch die Abgabe und Akzeptanz von Protonen auf die gleiche Weise zu Säure und die konjugierte Base zur Base wird.
Der Vorteil dieser Theorie gegenüber Arrhenius besteht darin, dass keine Säure dissoziiert, um Säuren und Basen zu berücksichtigen.
Lewis-Theorie
Der Physikochemiker Gilbert Lewis begann 1923, im selben Jahr, in dem Brönsted und Lowry ihre eigene Theorie zu diesen Substanzen vorstellten, eine neue Definition von Säuren und Basen zu untersuchen.
Dieser Vorschlag, der 1938 veröffentlicht wurde, hatte den Vorteil, dass das Wasserstoff- (oder Protonen-) Erfordernis aus der Definition gestrichen wurde.
Er selbst hatte in Bezug auf die Theorie seiner Vorgänger gesagt, dass "die Beschränkung der Definition von Säuren auf Substanzen, die Wasserstoff enthalten, ebenso einschränkend ist wie die Beschränkung von Oxidationsmitteln auf solche, die Sauerstoff enthalten".
Im Großen und Ganzen definiert diese Theorie Basen als Substanzen, die ein Elektronenpaar abgeben können, und Säuren als solche, die dieses Paar empfangen können.
Genauer gesagt heißt es, dass eine Lewis-Base ein Elektronenpaar hat, das nicht an ihren Kern gebunden ist und gespendet werden kann, und dass Lewis-Säure ein freies Elektronenpaar aufnehmen kann. Die Definition von Lewis-Säuren ist jedoch locker und hängt von anderen Eigenschaften ab.
Ein Beispiel ist die Reaktion zwischen Trimethylboran (Me 3 B) - das als Lewis-Säure wirkt, weil es ein Elektronenpaar aufnehmen kann - und Ammoniak (NH 3 ), das sein freies Elektronenpaar abgeben kann.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Ein großer Vorteil der Lewis-Theorie ist die Art und Weise, wie sie das Modell der Redoxreaktionen ergänzt: Die Theorie legt nahe, dass Säuren mit Basen reagieren, um ein Elektronenpaar zu teilen, ohne die Oxidationszahlen einer ihrer zu ändern Atome.
Ein weiterer Vorteil dieser Theorie ist , dass es uns ermöglicht , das Verhalten von Molekülen, wie Bortrifluorid (BF zu erklären , 3 ) und Siliciumtetrafluorid (SiF 4 ), die nicht die Anwesenheit von H hat + oder OH - Ionen , wie sie durch die erforderliche frühere Theorien.
Verweise
- Britannica, E. d. (sf). Enzyklopädie Britannica. Von britannica.com abgerufen
- Brønsted - Lowry Säure - Base Theorie. (sf). Wikipedia. Abgerufen von en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Theorien über Säuren und Basen. Von chemguide.co.uk abgerufen