Teorie di teoria degli acidi e delle basi di Lewis, Brönsted-Lowry e Arrhenius

il teorie di acidi e basi essi partono dal concetto dato da Antoine Lavoisier nel 1776, che aveva una conoscenza limitata degli acidi forti, tra cui nitrico e solforico. Lavoisier sosteneva che l'acidità di una sostanza dipendesse dalla quantità di ossigeno contenuta, poiché non conosceva le effettive composizioni di alogenuri di idrogeno e altri acidi forti.

Questa teoria fu considerata la vera definizione di acido per diversi decenni, anche quando scienziati come Berzelius e von Liebig apportarono modifiche e proposero altre visioni, ma finché Arrhenius arrivò, non iniziò a vedere più chiaramente come funzionavano gli acidi e le basi.

Seguendo Arrhenius, i fisici Brönsted e Lowry svilupparono autonomamente la loro teoria, finché Lewis venne a proporre una versione migliorata e più accurata di essa.

Questo insieme di teorie è usato fino ad oggi e si dice che sia ciò che ha contribuito a formare la moderna termodinamica chimica.

indice

• 1 teoria di Arrhenius
• 2 Teoria di Brönsted e Lowry
• 3 La teoria di Lewis
• 4 riferimenti

Teoria di Arrhenius

La teoria di Arrhenius è la prima definizione moderna di acidi e basi ed è stata proposta dall'omonimo fisico-chimico nel 1884. Egli afferma che una sostanza viene identificata come acido quando forma ioni di idrogeno quando viene dissolta in acqua.

Cioè, l'acido aumenta la concentrazione di ioni H⁺ in soluzioni acquose. Questo può essere dimostrato con un esempio di dissociazione dell'acido cloridrico (HCl) in acqua:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(Aq)

Secondo Arrhenius, le basi sono quelle sostanze che rilasciano ioni idrossido quando dissociati in acqua; cioè aumenta la concentrazione di ioni OH^- in soluzioni acquose. Un esempio di base di Arrhenius è la dissoluzione di idrossido di sodio in acqua:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(Aq)

La teoria afferma anche che, come tale, non ci sono ioni H⁺, ma questa nomenclatura è usata per denotare uno ione idronio (H₃O⁺) e che questo è stato indicato come ione idrogeno.

I concetti di alcalinità e acidità sono stati spiegati solo in quanto le concentrazioni di idrossido e ioni idrogeno, rispettivamente, e gli altri tipi di acido e base (le loro versioni deboli) non sono state spiegate.

Teoria di Brönsted e Lowry

Questa teoria fu sviluppata indipendentemente da due sostanze chimiche nel 1923, la prima in Danimarca e la seconda in Inghilterra. Entrambi avevano la stessa visione: la teoria di Arrhenius era limitata (dal momento che dipendeva completamente dall'esistenza di una soluzione acquosa) e non definiva correttamente cosa fosse un acido e una base.

Pertanto, i chimici hanno lavorato attorno allo ione idrogeno e hanno fatto la loro affermazione: gli acidi sono le sostanze che rilasciano o donano i protoni, mentre le basi sono quelle che accettano quei protoni.

Hanno usato un esempio per dimostrare la loro teoria, che ha coinvolto una reazione in equilibrio. Affermò che ogni acido aveva la sua base coniugata, e che ogni base aveva anche il suo acido coniugato, come questo:

HA + B ↔ A^- + HB⁺

Come, per esempio, nella reazione:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

Nella reazione di cui sopra l'acido acetico (CH₃COOH) è un acido perché dona un protone all'acqua (H₂O), diventando così la sua base coniugata, lo ione acetato (CH₃COO^-). A sua volta, l'acqua è una base perché accetta un protone di acido acetico e lo converte nel suo acido coniugato, lo ione idronio (H₃O⁺).

Questa reazione al contrario è anche una reazione acido-base, poiché l'acido coniugato viene convertito in acido e la base coniugata viene convertita in base, attraverso la donazione e l'accettazione dei protoni nello stesso modo.

Il vantaggio di questa teoria rispetto a quello di Arrhenius è che non richiede che un acido si dissocia per spiegare acidi e basi.

Teoria di Lewis

Il fisico-chimico Gilbert Lewis iniziò a studiare una nuova definizione di acidi e basi nel 1923, lo stesso anno in cui Brönsted e Lowry offrivano la loro teoria su queste sostanze.

Questa proposta, che è stata pubblicata nel 1938, ha il vantaggio di rimuovere il requisito di idrogeno (o protone) della definizione.

Lui stesso aveva detto, in relazione alla teoria dei suoi predecessori, che "limitare la definizione di acidi a sostanze che contenevano idrogeno era limitante come limitare gli agenti ossidanti a quelli che avevano ossigeno".

A grandi linee, questa teoria definisce le basi come le sostanze che possono donare una coppia di elettroni e gli acidi come quelli che possono ricevere questa coppia.

Più precisamente, afferma che una base di Lewis è una che ha una coppia di elettroni, che non è attaccata al suo nucleo e può essere donata, e che l'acido di Lewis è uno che può accettare una coppia di elettroni liberi.Tuttavia, la definizione di acidi di Lewis è libera e dipende da altre caratteristiche.

Un esempio è la reazione tra trimetilborano (Me₃B) - che agisce come acido di Lewis perché ha la capacità di accettare un paio di elettroni - e ammoniaca (NH₃), che può donare la sua coppia libera di elettroni.

me₃B +: NH₃ → Me₃B: NH₃

Un grande vantaggio della teoria di Lewis è il modo in cui integra il modello di reazione redox: la teoria suggerisce che gli acidi reagiscono con le basi per condividere una coppia di elettroni, senza modificare i numeri di ossidazione di nessuno dei loro atomi.

Un altro vantaggio di questa teoria è che consente di spiegare il comportamento di molecole come il trifluoruro di boro (BF)₃) e silicio tetrafluoruro (SiF)₄), che non hanno presenza di ioni H⁺ né OH^-, come richiesto dalle precedenti teorie.

riferimenti

1. Britannica, E. d. (N.d.). Enciclopedia Britannica. Estratto da britannica.com
2. Teoria della base acido di Brønsted-Lowry. (N.d.). Wikipedia. Estratto da en.wikipedia.org
3. Clark, J. (2002). Teorie di acidi e basi. Estratto da chemguide.co.uk