تستند نظريات الأحماض والقواعد إلى المفهوم الذي قدمه أنطوان لافوازييه عام 1776 ، والذي كان لديه معرفة محدودة بالأحماض القوية ، بما في ذلك النيتريك والكبريت. ادعى لافوازييه أن حموضة مادة ما تعتمد على كمية الأكسجين التي تحتويها ، لأنه لم يكن يعرف التركيبات الفعلية لهاليدات الهيدروجين والأحماض القوية الأخرى.
تم أخذ هذه النظرية على أنها التعريف الحقيقي للحمض لعدة عقود ، حتى عندما أجرى علماء مثل Berzelius و von Liebig تعديلات واقترحوا رؤى أخرى ، ولكن لم يكن الأمر كذلك حتى جاء Arrhenius ليرى بشكل أوضح كيف تعمل الأحماض والقواعد.
توماس مارتن لوري ، أحد منظري الحمض والقاعدة
بعد أرينيوس ، طور عالما الكيمياء الفيزيائية برونستيد ولوري نظريتهما الخاصة بشكل مستقل ، حتى جاء لويس ليقترح نسخة محسنة وأكثر دقة منها.
تُستخدم هذه المجموعة من النظريات حتى يومنا هذا ويقال إنها تلك التي ساعدت في تشكيل الديناميكا الحرارية الكيميائية الحديثة.
نظرية أرهينيوس
نظرية أرهينيوس هي أول تعريف حديث للأحماض والقواعد ، وقد اقترحها الكيميائي الفيزيائي الذي يحمل الاسم نفسه في عام 1884. وتنص على أن المادة يتم تحديدها على أنها حمض عندما تشكل أيونات الهيدروجين عن طريق إذابتها في الماء.
أي أن الحمض يزيد من تركيز أيونات H + في المحاليل المائية. يمكن إثبات ذلك بمثال لتفكك حمض الهيدروكلوريك (HCl) في الماء:
HCl (aq) → H + (عبد القدير) + Cl - (عبد القدير)
وفقًا لأرينيوس ، القواعد هي تلك المواد التي تطلق أيونات الهيدروكسيد عندما تنفصل في الماء ؛ وهذا هو، لأنه يزيد من تركيز OH - الأيونات في المحاليل المائية. مثال على قاعدة أرهينيوس هو انحلال هيدروكسيد الصوديوم في الماء:
NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
تنص النظرية أيضًا على أنه ، على هذا النحو ، لا توجد أيونات H + ، ولكن يتم استخدام هذه التسمية للإشارة إلى أيون الهيدرونيوم (H 3 O +) وأنه تمت الإشارة إليه باسم أيون الهيدروجين.
تم شرح مفاهيم القلوية والحموضة فقط بتركيزات الهيدروكسيد وأيونات الهيدروجين على التوالي ، ولم يتم شرح الأنواع الأخرى من الحمض والقاعدة (إصداراتها الضعيفة).
نظرية برونستيد ولوري
يوهانس نيكولاس برونستيد
تم تطوير هذه النظرية بشكل مستقل من قبل مادتين فيزيائيتين في عام 1923 ، الأولى في الدنمارك والثانية في إنجلترا. كلاهما كان لهما نفس الرؤية: نظرية أرهينيوس كانت محدودة (لأنها كانت تعتمد بالكامل على وجود محلول مائي) ولم تحدد بشكل صحيح ماهية الحمض والقاعدة.
لهذا السبب ، عمل الكيميائيون حول أيون الهيدروجين وقدموا مطالبهم: الأحماض هي المواد التي تطلق البروتونات أو تتبرع بها ، بينما القواعد هي تلك التي تقبل تلك البروتونات.
استخدموا مثالًا لإثبات نظريتهم ، والتي تضمنت تفاعلًا متوازنًا. ادعى أن كل حمض له قاعدته المقترنة ، وأن كل قاعدة لها أيضًا حمضها المترافق ، مثل هذا:
HA + B ↔ A - + HB +
مثل ، على سبيل المثال ، في رد الفعل:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
في التفاعل السابق ، حمض الأسيتيك (CH 3 COOH) هو حمض لأنه يتبرع ببروتون للماء (H 2 O) ، وبالتالي يصبح قاعدته المترافقة ، أيون الأسيتات (CH 3 COO -). في المقابل ، يعتبر الماء قاعدة لأنه يقبل بروتونًا من حمض الأسيتيك ويصبح حمضه المترافق ، أيون الهيدرونيوم (H 3 O +).
هذا التفاعل العكسي هو أيضًا تفاعل حمضي قاعدي ، حيث يتحول الحمض المترافق إلى حمض وتصبح القاعدة المترافقة قاعدة ، من خلال التبرع بالبروتونات وقبولها بنفس الطريقة.
تكمن ميزة هذه النظرية على أرهينيوس في أنها لا تتطلب حمضًا للفصل لحساب الأحماض والقواعد.
نظرية لويس
بدأ عالم الكيمياء الفيزيائية جيلبرت لويس بدراسة تعريف جديد للأحماض والقواعد في عام 1923 ، وهو نفس العام الذي قدم فيه برونستد ولوري نظريتهما الخاصة حول هذه المواد.
كان لهذا الاقتراح ، الذي نُشر في عام 1938 ، ميزة أنه تمت إزالة متطلبات الهيدروجين (أو البروتون) من التعريف.
هو نفسه قال ، فيما يتعلق بنظرية أسلافه ، أن "قصر تعريف الأحماض على المواد المحتوية على الهيدروجين كان مقيدًا مثل قصر العوامل المؤكسدة على تلك التي تحتوي على الأكسجين".
بشكل عام ، تعرف هذه النظرية القواعد على أنها مواد يمكنها التبرع بزوج من الإلكترونات ، والأحماض هي تلك التي يمكنها استقبال هذا الزوج.
بتعبير أدق ، تنص على أن قاعدة لويس هي قاعدة تحتوي على زوج من الإلكترونات ، غير مرتبطة بنواتها ويمكن التبرع بها ، وأن حمض لويس هو الذي يمكنه قبول زوج من الإلكترونات الحرة. ومع ذلك ، فإن تعريف أحماض لويس فضفاض ويعتمد على خصائص أخرى.
مثال على ذلك هو التفاعل بين ثلاثي ميثيل بوران (Me 3 B) - الذي يعمل كحمض لويس لأنه لديه القدرة على قبول زوج من الإلكترونات - والأمونيا (NH 3) ، التي يمكنها التبرع بزوج الإلكترون الحر.
أنا 3 B +: NH 3 → Me 3 B: NH 3
الميزة العظيمة لنظرية لويس هي الطريقة التي تكمل بها نموذج تفاعلات الأكسدة والاختزال: تقترح النظرية أن الأحماض تتفاعل مع القواعد لتتشارك في زوج إلكترون ، دون تغيير أرقام الأكسدة لأي من هذه التفاعلات. ذرات.
ميزة أخرى لهذه النظرية هي أنها تسمح لنا بشرح سلوك الجزيئات مثل البورون ثلاثي فلوريد (BF 3) ورابع فلوريد السيليكون (SiF 4) ، والتي لا تحتوي على H + أو OH - أيونات ، على النحو المطلوب من قبل النظريات السابقة.
المراجع
- بريتانيكا ، إ. د. (سادس). موسوعة بريتانيكا. تعافى من britannica.com
- برونستيد - حمض لوري - نظرية القاعدة. (سادس). ويكيبيديا. تم الاسترجاع من en.wikipedia.org
- كلارك ، ج. (2002). نظريات الأحماض والقواعد. تم الاسترجاع من chemguide.co.uk