نظريات الأحماض والقواعد نظرية لويس وبرونستيد لوري وأرهينيوس

ال نظريات الأحماض والقواعد وهي تبدأ من المفهوم الذي قدمه أنطوان لافوازييه في عام 1776 ، والذي كان لديه معرفة محدودة بالأحماض القوية ، من بينها النيتريك والكبريت. ادعى لافوازييه أن حموضة مادة ما تعتمد على مقدار الأكسجين الموجود فيها ، لأنها لا تعرف التركيبات الفعلية لهاليدات الهيدروجين والأحماض القوية الأخرى.

أخذت هذه النظرية على أنها التعريف الحقيقي للحمض لعدة عقود ، حتى عندما قام علماء مثل Berzelius و von Liebig بإجراء تعديلات واقتراح رؤى أخرى ، ولكن حتى وصول Arrhenius ، لم تبدأ في رؤية كيفية عمل الأحماض والقواعد بشكل أكثر وضوحًا.

بعد Arrhenius ، طور الفيزيائيان برونستد ولوري نظريتهما بشكل مستقل ، حتى جاء لويس لاقتراح نسخة محسنة وأكثر دقة منه.

تُستخدم هذه المجموعة من النظريات حتى يومنا هذا ويُقال إنها تلك التي ساعدت في تشكيل الديناميكا الحرارية الكيميائية الحديثة.

مؤشر

• 1 نظرية ارهينيوس
• 2 نظرية برونستيد ولوري
• 3 نظرية لويس
• 4 المراجع

نظرية ارهينيوس

تعتبر نظرية أرينيوس أول تعريف حديث للأحماض والقواعد ، وقد تم اقتراحها بواسطة فيزيائية كيميائية تحمل نفس الاسم في عام 1884. وتنص على أن المادة يتم تحديدها على أنها حمض عندما تشكل أيونات الهيدروجين عندما تذوب في الماء.

وهذا يعني أن الحمض يزيد من تركيز أيونات H⁺ في المحاليل المائية. يمكن إظهار ذلك بمثال على تفكك حمض الهيدروكلوريك (HCl) في الماء:

حمض الهيدروكلوريك (AC) → H⁺(ac) + Cl^-(آق)

وفقا لأرهينيوس ، القواعد هي تلك المواد التي تطلق أيونات الهيدروكسيد عندما تنفصل في الماء ؛ وهذا يعني أنه يزيد من تركيز أيونات OH^- في المحاليل المائية. مثال على قاعدة Arrhenius هو انحلال هيدروكسيد الصوديوم في الماء:

NaOH (ac) → Na⁺(ac) + OH^-(آق)

تنص النظرية أيضًا على أنه ، على هذا النحو ، لا توجد أيونات H⁺, ولكن يستخدم هذا المصطلح للدلالة على أيون الهيدرونيوم (H₃O⁺) وهذا يشار إليه باسم أيون الهيدروجين.

تم شرح مفاهيم القلوية والحموضة فقط على أنها تركيزات أيونات الهيدروكسيد والهيدروجين ، على التوالي ، ولم يتم شرح الأنواع الأخرى من الحمض والقاعدة (إصداراتهما الضعيفة)..

نظرية برونستيد ولوري

تم تطوير هذه النظرية بشكل مستقل من قبل اثنين من الفيزياء الكيميائية في عام 1923 ، الأولى في الدنمارك والثانية في إنجلترا. كان لكل منهما نفس الرؤية: كانت نظرية أرينيوس محدودة (لأنها كانت تعتمد تمامًا على وجود محلول مائي) ولم تحدد بشكل صحيح ما هو الحمض والقاعدة.

لذلك ، عمل الكيميائيون حول أيون الهيدروجين وادعوا أن: الأحماض هي المواد التي تطلق البروتونات أو تتبرع بها ، في حين أن القواعد هي تلك التي تقبل تلك البروتونات.

استخدموا مثالاً لإظهار نظريتهم ، والتي تنطوي على رد فعل في التوازن. ادعى أن كل حمض له قاعدته المترافقة ، وأن لكل قاعدة أيضًا حمضها المتقارن ، مثل هذا:

HA + B ↔ A^- + نصف إقامة⁺

على سبيل المثال ، في رد الفعل:

CH₃COOH + H₂يا ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺

في رد الفعل السابق حامض الخليك (CH₃COOH) هو حمض لأنه يتبرع بروتون إلى الماء (H₂O) ، وبالتالي أصبحت قاعدتها متقارنة ، أيون خلات (CH₃COO^-). بالمقابل ، يعتبر الماء قاعدة لأنه يقبل بروتون حمض الأسيتيك ويصبح حمضًا متقارنًا وهو أيون الهيدرونيوم (H₃O⁺).

هذا التفاعل في الاتجاه المعاكس هو أيضًا تفاعل قاعدي الحمض ، حيث يتم تحويل حمض المكوربات إلى حمض ويتم تحويل قاعدة المرافقة إلى قاعدة ، من خلال التبرع وقبول البروتونات بنفس الطريقة.

تكمن ميزة هذه النظرية على نظرية أرينيوس في أنها لا تتطلب فصل حمض لتوضيح الأحماض والقواعد.

نظرية لويس

بدأت الفيزيائية والكيميائية جيلبرت لويس في دراسة تعريف جديد للأحماض والقواعد في عام 1923 ، وهو نفس العام الذي قدم فيه برونستيد ولوري نظريتهما الخاصة حول هذه المواد..

كان لهذا الاقتراح ، الذي نُشر عام 1938 ، ميزة إزالة شرط الهيدروجين (أو البروتون) من التعريف.

لقد قال هو نفسه ، فيما يتعلق بنظرية أسلافه ، أن "تقييد تعريف الأحماض على المواد التي تحتوي على الهيدروجين كان محدودًا مثل تقييد العوامل المؤكسدة على تلك التي تحتوي على الأكسجين".

بشكل عام ، تعرف هذه النظرية القواعد بأنها المواد التي يمكنها التبرع بزوج من الإلكترونات ، والأحماض مثل تلك التي يمكن أن تتلقى هذا الزوج.

بتعبير أدق ، يذكر أن قاعدة لويس هي قاعدة لها زوج من الإلكترونات ، غير مرتبط بنواة ويمكن التبرع بها ، وأن حمض لويس هو قاعدة يمكنها قبول زوج من الإلكترونات الحرة. ومع ذلك ، فإن تعريف أحماض لويس فضفاض ويعتمد على الخصائص الأخرى.

مثال على ذلك هو رد الفعل بين ثلاثي ميثيل بوراني (Me₃ب) - الذي يعمل بمثابة حمض لويس لأنه لديه القدرة على قبول زوج من الإلكترونات - والأمونيا (NH₃) ، والتي يمكن أن تتبرع زوجها خالية من الإلكترون.

أنا₃B +: NH₃ → أنا₃ب: NH₃

من المزايا الكبيرة لنظرية لويس هي الطريقة التي تكمل بها نموذج تفاعلات الأكسدة والاختزال: تشير النظرية إلى أن الأحماض تتفاعل مع القواعد لمشاركة زوج من الإلكترونات ، دون تغيير أرقام الأكسدة لأي من ذرات.

ميزة أخرى لهذه النظرية هي أنها تسمح بتفسير سلوك الجزيئات مثل البورون ثلاثي فلوريد (BF)₃) ورابع كلوريد السيليكون (SiF)₄) ، التي ليس لها وجود للأيونات H⁺ ولا OH^-, كما تتطلب النظريات السابقة.

مراجع

1. بريتانيكا ، د. (بدون تاريخ). موسوعة بريتانيكا. تم الاسترجاع من britannica.com
2. نظرية قاعدة حمض برونستيد لوري. (بدون تاريخ). ويكيبيديا. تم الاسترجاع من en.wikipedia.org
3. كلارك ، جيه. (2002). نظريات الأحماض والقواعد. تم الاسترجاع من chemguide.co.uk