Teoria acido-bazică

De la Wikipedia, enciclopedia liberă

De-a lungul vremii, au existat diferite definiţii pentru acizi şi baze, concretizate în trei teorii.

[modifică] Teoria disociaţiei electrolitice

A fost elaborată de Svante Arrhenius şi Wilhelm Ostwald. Potrivit acestei teorii, acizii sunt acele substanţe care, în soluţie apoasa, dau naştere la ioni H+, iar bazele sunt substanţele care, în aceleaşi condiţii, dau naştere la ioni hidroxil HO-. Dezavantajul acestei teorii este că într-un solvent neapos, aceste substanţe sunt considerate nedisociate, deci fără proprietăţi acido-bazice.

Exemple conform acestei teorii:

  • acizi: acid clorhidric (HCl), acid sulfuric (H2SO4), acid acetic (CH3COOH)
  • baze: hidroxid de sodiu (NaOH), hidroxid de potasiu (KOH), hidroxid de calciu (Ca(OH)2)

[modifică] Teoria protolitică

A fost introdusă de către Robert Wilhelm Brønsted şi, independent, de către chimistul englez Thomas Martin Lowry. Conform teoriei protolitice, acidul este specia chimică cu tendinţa de a ceda un proton (H+), iar baza este specia care are tendinţa de a accepta sau fixa un proton. Pierzând un electron, acidul se transforma într-o bază, numită baza conjugată, iar baza care acceptă un electron, se transformă într-un acid, numit acidul conjugat.

Orice acid Arrhenius este şi acid Brønsted şi analog pentru baze.

Exemple conform acestei teorii:

  • acizi: ion amoniu(NH4+), ion hidroniu(H3O+)
  • baze: amoniac (NH3), ion acetat (CH3COO-); baze organice, care nu conţin hidroxil, ca: metilamină (CH3NH2), anilină (C6H7N), piridină

(C5H5N)

[modifică] Teoria acido-bazică a lui Lewis

Conform acestei teorii, orice substanţă care are o pereche de electroni neparticipanţi ce pot fi puşi în comun cu altă substanţă, deficitară în electroni, formându-se o legatură covalentă coordinativă, se numeşte bază Lewis, iar orice substanţă care poate accepta o pereche de electroni pentru a forma o legatură coordinativă se numeşte acid Lewis. Teoria a fost elaborată de către Gilbert Newton Lewis în anul 1923 şi este susţinută de Metoda Orbitalilor Moleculari. În general, un acid poate accepta o pereche de electroni în orbitalul neocupat de energie cea mai joasă (LUMO), şi orice bază poate ceda electronii din orbitalul molecular de energie cea mai înaltă (HOMO).

Orice acid Brønsted este şi acid Lewis şi analog pentru baze.

Exemple conform acestei teorii:

  • acizi: clorură de aluminiu (AlCl3), clorură de fier(III) (FeCl3), fluorură de bor (BF3)
  • baze: amoniac, piridină, α-dimetil-glioximă