De theorieën van zuren en basen zijn gebaseerd op het concept van Antoine Lavoisier in 1776, die beperkte kennis had van sterke zuren, waaronder salpeterzuur en zwavelzuur. Lavoisier beweerde dat de zuurgraad van een stof afhing van de hoeveelheid zuurstof die erin zat, aangezien hij de werkelijke samenstelling van waterstofhalogeniden en andere sterke zuren niet kende.
Deze theorie werd decennia lang als de ware definitie van zuur beschouwd, zelfs toen wetenschappers als Berzelius en Von Liebig wijzigingen aanbrachten en andere visioenen voorstelden, maar pas bij Arrhenius begon men duidelijker te zien hoe zuren en basen werkten.
Thomas Martin Lowry, een van de zuur- en basistheoretici
In navolging van Arrhenius ontwikkelden de fysicochemici Brönsted en Lowry onafhankelijk hun eigen theorie, totdat Lewis langskwam om een verbeterde en nauwkeurigere versie ervan voor te stellen.
Deze reeks theorieën wordt tot op de dag van vandaag gebruikt en er wordt gezegd dat ze degenen zijn die hebben bijgedragen aan het vormen van moderne chemische thermodynamica.
Arrhenius-theorie
De Arrhenius-theorie is de eerste moderne definitie van zuren en basen, en werd in 1884 voorgesteld door de gelijknamige fysicochemicus. Ze stelt dat een stof wordt geïdentificeerd als zuur wanneer deze waterstofionen vormt door op te lossen in water.
Dat wil zeggen, het zuur verhoogt de concentratie van H + -ionen in waterige oplossingen. Dit kan worden aangetoond met een voorbeeld van de dissociatie van zoutzuur (HCl) in water:
HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)
Volgens Arrhenius zijn basen die stoffen die hydroxide-ionen afgeven wanneer ze dissociëren in water; dat wil zeggen, het verhoogt de concentratie van OH - ionen in waterige oplossingen. Een voorbeeld van een Arrhenius-base is het oplossen van natriumhydroxide in water:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
De theorie stelt ook dat er als zodanig geen H + -ionen zijn , maar dat deze nomenclatuur wordt gebruikt om een hydroniumion (H 3 O + ) aan te duiden en dat dit een waterstofion werd genoemd.
De begrippen alkaliteit en zuurgraad werden alleen uitgelegd omdat de concentraties van respectievelijk hydroxide- en waterstofionen en de andere soorten zuur en base (hun zwakke versies) niet werden uitgelegd.
Brönsted en Lowry theorie
Johannes Nicolaus Bronsted
Deze theorie is in 1923 onafhankelijk ontwikkeld door twee fysisch-chemische stoffen, de eerste in Denemarken en de tweede in Engeland. Ze hadden allebei dezelfde visie: de theorie van Arrhenius was beperkt (aangezien deze volledig afhing van het bestaan van een waterige oplossing) en definieerde niet correct wat een zuur en een base waren.
Om deze reden werkten scheikundigen rond het waterstofion en beweerden ze: zuren zijn de stoffen die protonen afgeven of doneren, terwijl basen degenen zijn die die protonen accepteren.
Ze gebruikten een voorbeeld om hun theorie te demonstreren, die een evenwichtsreactie inhield. Hij beweerde dat elk zuur zijn geconjugeerde base had en dat elke base ook zijn geconjugeerde zuur had, zoals dit:
HA + B ↔ A - + HB +
Zoals bijvoorbeeld in de reactie:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
In de vorige reactie was azijnzuur (CH 3 COOH) een zuur omdat het een proton afstaat aan water (H 2 O) en zo de geconjugeerde base wordt, het acetaat-ion (CH 3 COO - ). Water is op zijn beurt een base omdat het een proton uit azijnzuur accepteert en het geconjugeerde zuur wordt, het hydroniumion (H 3 O + ).
Deze omgekeerde reactie is ook een zuur-base-reactie, aangezien het geconjugeerde zuur zuur wordt en de geconjugeerde base base, door de donatie en acceptatie van protonen op dezelfde manier.
Het voordeel van deze theorie ten opzichte van Arrhenius is dat er geen zuur nodig is om te dissociëren om rekening te houden met zuren en basen.
Lewis theorie
Fysicochemicus Gilbert Lewis begon in 1923 een nieuwe definitie van zuren en basen te bestuderen, hetzelfde jaar dat Brönsted en Lowry hun eigen theorie over deze stoffen aanboden.
Dit voorstel, dat in 1938 werd gepubliceerd, had als voordeel dat de waterstof- (of protonen-) eis uit de definitie werd gehaald.
Hij had zelf, met betrekking tot de theorie van zijn voorgangers, gezegd dat 'het beperken van de definitie van zuren tot stoffen die waterstof bevatten even beperkend was als het beperken van oxidatiemiddelen tot die welke zuurstof bevatten'.
In grote lijnen definieert deze theorie basen als de stoffen die een elektronenpaar kunnen afstaan, en zuren als stoffen die dit paar kunnen ontvangen.
Meer precies, het stelt dat een Lewis-base er een is die een paar elektronen heeft, die niet aan de kern is gebonden en kan worden gedoneerd, en dat Lewis-zuur er een is die een vrij paar elektronen kan accepteren. De definitie van Lewis-zuren is echter los en hangt af van andere kenmerken.
Een voorbeeld is de reactie tussen trimethylboraan (Me 3 B) - dat als een Lewis-zuur werkt omdat het een elektronenpaar kan accepteren - en ammoniak (NH 3 ), dat zijn vrije elektronenpaar kan doneren.
Me 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
Een groot voordeel van de Lewis-theorie is de manier waarop deze het model van redoxreacties aanvult: de theorie suggereert dat zuren reageren met basen om een elektronenpaar te delen, zonder de oxidatiegetallen van een van hun atomen.
Een ander voordeel van deze theorie is dat we hiermee het gedrag kunnen verklaren van moleculen zoals boortrifluoride (BF 3 ) en siliciumtetrafluoride (SiF 4 ), die niet de aanwezigheid van H + of OH - ionen hebben , zoals vereist door de eerdere theorieën.
Referenties
- Britannica, E. d. (sf). Encyclopedia Britannica. Opgehaald van britannica.com
- Brønsted-Lowry zuur-base theorie. (sf). Wikipedia. Opgehaald van en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Theorieën van zuren en basen. Opgehaald van chemguide.co.uk