Teorije kiselina i baza
| Kiseline i baze |
|---|
|
Konstanta disocijacije kiseline Kiselo-bazna ekstrakcija Teorije kiselina i baza Kiselo-bazna titracija Konstanta disocijacije Funkcija kiselosti Puferi pH Protonski afinitet Autojonizacija vode Jačina kiseline |
| Tipovi kiselina |
|
Brensted •Luis •Mineralne Organske •Jake Superkiseline •Slabe |
| Tipovi baza |
|
Brensted •Luis •Organske Jake •Superbaze Nenukleofilne •Slabe |
Teorije kiselina i baza predstavljaju skup naučnih teorija koje opisuju osobine i pomažu u klasifikovanju dve važne klase jedinjenja: kiselina i baza.[1]
Lavoazjeova definicija
Prvu naučnu definiciju kiseline dao je francuski hemičar Antoan Lavoazje u XVIII veku.[2]
Lavozjeov pionirski rad na sistematizaciji dotadašnjih hemijskih saznanja obuhvatio je i rad na klasifikaciji jedinjenja i uspostavljanju hemijskih zakonitosti. Međutim, njegova znanja o kiselinama bila su ograničena na do tada poznate kiseline, pretežno jake kiseline sa oksidacionim svojstvima, dok struktura halogenovodoničnih kiselina u to vreme nije bila poznata. U tom smislu, Lavoazje je dao definiciju kiselina usko povezanu sa njihovim sadržanjem kiseonika. Šta više, naziv koji je on dao kiseoniku potiče od grčke reči „onaj koji gradi kiseline“.[3]
Otkrićem halogenih elemenata u XVIII i XIX veku, kao i dokaz ser Hamfrija Dejvija o odsustvu kiseonika u halogenovodoničnim kiselinama, značilo je ujedno i kraj Lavoazjeove definicije kiselina.
Arenijusova teorija
Prvu pravu teoriju kiselina i baza, čija je relevantnost i danas veoma velika, dao je švedski hemičar Svante Arenijus 1884. godine. Po njoj je:
- Arenijusova kiselina je svako neutralno jedinjenje koje disocijacijom u vodenom rastvoru daje pozitivne jone vodonika i druge negativne jone (negativne jone kiselinskog ostatka).
- Arenijusova baza je svako neutralno jedinjenje koje disocijacijom u vodenom rastvoru daje negativne hidroksidne jone i druge pozitivne jone (pozitivne jone metala, uslovno).
Drugačije rečeno, po njemu, kiselina je svaka supstanca koja povećava koncentraciju H+ jona u rastvoru, dok je baza supstanca koja povećava koncentraciju OH- jona u rastvoru.
Arenijus je takođe i dao da se reakcijom kiseline i baze u vodenom rastvoru gube kisele/bazne karakteristike istog. Na ovome se zasniva reakcija neutralizacije.
Glavni nedostatak teorije je bio što ona isključuje mogućnost postojanja pozitivno ili negativno naelektrisanih jedinjenja kao kiselina/baza. Takođe, iako validna u većini slučajeva, postoje supstance koje ispoljavaju bilo bazni, bilo kiseli karakter iako ne sadrže nijednu od funkcionalnih grupa koje je Arenijus označio kao nosiocima kiselosti odn. baznosti. Primer za to je amonijak, koji se ponaša bazno:
- NH3 + HCl → NH4Cl
Takođe, Arenijus je govorio o postojanju hidrogen jona u rastvoru da bi kasnija proučavanja pokazala da se jon vodonika u njemu vezuje sa neutralan molekul vode gradeći hidronijum jon koji je jedino prisutan u rastvoru.
- 2H2O ⇌ H3O+ + OH-
Protolitička teorija (Brenštad-Lorijeva teorija)
Ovu teoriju dali su nezavisno 1923. godine dva naučnika: Johan Brenštad i Martin Lori, obojica polazeći od glavnih mana Arenijusove teorije i njene relativne neprimenljivosti van vodenih rastvora. Teorija se zasniva na sposobnosti kiselina da daju protone i baza, da iste primaju.
Po ovoj teoriji dakle, kiseline su donori protona a baze akceptori protona.
Branštad-Lorijeva teorija otvorila je mogućnost postojanja jedinjenja koja mogu da reaguju i kao kiseline i kao baze, iako bi po Arenijusovoj teoriji bile klasifikovane ili kao jedne ili kao druge. Među ova jedinjenja, poznata kao amfoterna jedinjenja, spada i voda, koja autoprotolizom daje i protonima bogat H3O+ jon, kao i OH-, koja prima protone. Takođe, protolitička teorija dala je i objašnjenje za baznu reakciju amonijaka i drugih sličnih jedinjenja. Naime amonijak na azotu ima jedan slobodan elektronski par, molekul je polaran sa parcijalno negativnim naelektrisanjem na azotu, što sve zajedno čini amonijak nukleofilnom supstancom koja spremno prima protone gradeći amonijum jon.
Kiseline i baze se, po Branštad-Lorijevoj teoriji javljaju u vidu konjugovanih parova. Po pravilu, slaba kiselina daje jaku konjugovanu bazu, i analogno, jaka baza daje slabu konjugovanu kiselinu. Ovo je posebno interesantno kod poliprotičnih kiselina prilikom njihove postupne disocijacije:
- H2SO4 + H2O ⇌ HSO4- + H3O+
(Napomena: po protolitičkoj teoriji, sve disocijacije, pa i one jakih kiselina, su reverzibilni procesi) Konjugovani parovi su dakle:
- H2SO4 (jaka kiselina) i HSO4- (njena slaba konjugovana baza)
- H2O (u ovom slučaju, slaba baza) i H3O+ (njena jaka konjugovana kiselina)
- H2PHO3 + H2O ⇌ HPHO3- + H3O+
- HPHO3- + H2O ⇌ PHO32- + H3O+
Ponašanje H2PHO3 i PHO32- biće dakle, slabo kiselo, dok se HPHO3- ponaša kao jaka baza
Luisova teorija
Iste godine kada i Brenštad i Lori, Luis je 1923. dao praktično najširu definiciju kiseline po njenoj sposobnosti da primi elektronski par, i baze koja kao elektron bogata, donira isti.
Po Luisu, kiseline su dakle akceptori, a baze donori elektronskog para.
Naime, Luis objašnjava ovo time da kiselina reaguje sa bazom preko jedne prazne orbitale pri čemu se formira koordinaciono kovalentna veza, gde koordinirani kompleks ima stabilnu molekulsku orbitalu sa elektronima baze i orbitalom kiseline. Ova najšira definicija je u svakodnevnoj primeni u neorganskoj hemiji nepraktična, jer Branštad-Lorijeva teorija daje daleko praktičnije a opet dovoljno precizno objašnjenje. Ipak, Luisova teorija ima poseban značaj u kompleksnijim reakcijama gde se mehanizmi mnogih organskih reakcija objašnjavaju upravo preko Luisovih kiselina i baza kao katalizatora reakcije.
Izvori
- ↑ Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. (2000). Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6th izd.). New York: Prentice Hall. ISBN 0-582-22628-7.
- ↑ Miessler, G.L., Tarr, D. A., "Inorganic Chemistry" (1991), pp. 166 – Table of discoveries attributes Antoine Lavoisier as the first to posit a scientific theory in relation to oxyacids.
- ↑ Hall, Norris F. (March 1940). „Systems of Acids and Bases”. J. Chem. Educ. 17 (3): 124-128. DOI:10.1021/ed017p124.
