Theorien der Säuren und Basen Theorie von Lewis, Brönsted-Lowry und Arrhenius

Die Theorien von Säuren und Basen Sie gehen von dem Konzept aus, das Antoine Lavoisier im Jahr 1776 vorlegte, der nur begrenzte Kenntnisse über starke Säuren, darunter Salpetersäure und Schwefelsäure, besaß. Lavoisier behauptete, dass die Acidität einer Substanz davon abhielte, wie viel Sauerstoff sie enthielt, da sie 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 und andere Visionen vorschlugen, aber bis Arrhenius ankam, sah er nicht klarer, wie Säuren und Basen funktionierten.

Nach Arrhenius entwickelten die Physiker Brönsted und Lowry unabhängig voneinander eine eigene Theorie, bis Lewis eine verbesserte und genauere Version vorlegte.

Diese Reihe von Theorien wird bis heute verwendet und soll zur Bildung der modernen chemischen Thermodynamik beigetragen haben.

Index

• 1 Arrhenius-Theorie
• 2 Theorie von Brönsted und Lowry
• 3 Lewis 'Theorie
• 4 Referenzen

Arrhenius-Theorie

Die Arrhenius-Theorie ist die erste moderne Definition von Säuren und Basen und wurde 1884 von der gleichnamigen Physikochemikalie vorgeschlagen. Er besagt, dass eine Substanz als Säure identifiziert wird, wenn sie in Wasser gelöste Wasserstoffionen bildet.

Das heißt, die Säure erhöht die Konzentration von H-Ionen⁺ in wässrigen Lösungen. Dies kann am Beispiel der Dissoziation von Salzsäure (HCl) in Wasser demonstriert werden:

HCl (ac) → H⁺(ac) + Cl^-(ac)

Nach Arrhenius sind Basen jene 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 (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(ac)

Die Theorie besagt auch, dass es als solche keine H-Ionen gibt⁺, aber diese Nomenklatur wird verwendet, um ein Hydroniumion (H₃O⁺) und dass dies als Wasserstoffion bezeichnet wurde.

Die Begriffe Alkalinität und Acidität wurden nur als die Konzentrationen von Hydroxid- bzw. Wasserstoffionen erklärt, und die anderen Arten von Säure und Base (ihre schwachen Versionen) wurden nicht erklärt.

Theorie von Brönsted und Lowry

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 war.

Deshalb arbeiteten Chemiker um das Wasserstoffion herum und machten ihren Anspruch: Säuren sind die Substanzen, die Protonen freisetzen oder abgeben, während die Basen jene sind, die diese Protonen annehmen.

Sie benutzten ein Beispiel, um ihre Theorie zu demonstrieren, die eine Reaktion im Gleichgewicht 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:

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

In der obigen Reaktion wurde die Essigsäure (CH₃COOH) ist eine Säure, weil sie ein Proton an Wasser abgibt (H₂O), wodurch seine konjugierte Base, das Acetation (CH₃COO^-). Wasser ist wiederum eine Base, weil es ein Proton der Essigsäure aufnimmt und es in seine konjugierte Säure, das Hydroniumion (H₃O⁺).

Diese Reaktion in umgekehrter Richtung ist auch eine Säure-Base-Reaktion, da die konjugierte Säure in Säure umgewandelt wird und die konjugierte Base durch die Donation und die Annahme von Protonen in der gleichen Weise in eine Base umgewandelt wird.

Der Vorteil dieser Theorie gegenüber Arrhenius besteht darin, dass keine Säure zur Erklärung von Säuren und Basen dissoziiert werden muss.

Theorie von Lewis

Der Physikochemiker Gilbert Lewis begann 1923 mit der Neudefinition von Säuren und Basen, im gleichen Jahr, in dem Brönsted und Lowry eine eigene Theorie über diese Substanzen anboten.

Dieser Vorschlag, der 1938 veröffentlicht wurde, hatte den Vorteil, dass das Wasserstoff- (oder Protonen-) Erfordernis der Definition entfernt wurde.

Er selbst hatte in Bezug auf die Theorie seiner Vorgänger gesagt, dass "die Einschränkung der Definition von Säuren auf Substanzen, die Wasserstoff enthielten, so einschränkend war wie die Beschränkung von Oxidationsmitteln auf solche, die Sauerstoff enthielten".

Im Allgemeinen definiert diese Theorie die Basen als die Substanzen, die ein Elektronenpaar spenden können, und die Säuren als diejenigen, die dieses Paar erhalten können.

Genauer gesagt, stellt er fest, dass eine Lewis-Base ein Elektronenpaar ist, das nicht an seinen Kern gebunden ist und gespendet werden kann, und dass die Lewis-Säure ein Paar freier Elektronen ist.Die Definition von Lewis-Säuren ist jedoch lose und hängt von anderen Eigenschaften ab.

Ein Beispiel ist die Reaktion zwischen Trimethylboran (Me₃B) - das als Lewis-Säure fungiert, weil es ein Elektronenpaar aufnehmen kann - und Ammoniak (NH₃), die ihr elektronenfreies Paar spenden kann.

Ich₃B +: NH₃ → Ich₃B: NH₃

Ein großer Vorteil der Lewis-Theorie ist die Art und Weise, in der sie das Redox-Reaktionsmodell ergänzt: Die Theorie schlägt vor, dass Säuren mit Basen reagieren, um ein Elektronenpaar zu teilen, ohne die Oxidationszahlen eines ihrer zu ändern Atome

Ein weiterer Vorteil dieser Theorie ist, dass sie das Verhalten von Molekülen wie Bortrifluorid (BF) erklären kann.₃) und Siliciumtetrafluorid (SiF)₄), die keine H-Ionen enthalten⁺ noch OH^-, wie von früheren Theorien gefordert.

Referenzen

1. Britannica, E. d. (s.). Enzyklopädie Britannica. Von britannica.com abgerufen
2. Brønsted-Lowry-Säure-Base-Theorie. (s.). Wikipedia. Von en.wikipedia.org abgerufen
3. Clark, J. (2002). Theorien von Säuren und Basen. Von chemguide.de abgerufen