Теорије киселина и база — разлика између измена
Садржај обрисан Садржај додат
мНема описа измене |
мНема описа измене |
||
Ред 3:
== Лавоазјеова дефиниција ==
Прву научну дефиницију киселине дао је [[Француска|француски]] [[Хемија|хемичар]] [[Антоан Лавоазје]] у [[XVIII
Лавозјеов пионирски рад на систематизацији дотадашњих хемијских сазнања обухватио је и рад на класификацији једињења и успостављању хемијских законитости. Међутим, његова знања о киселинама била су ограничена на до тада познате киселине, претежно јаке киселине са [[Оксидација|оксидационим]] својствима, док структура [[Халогеноводоничне киселине|халогеноводоничних киселина]] у то време није била позната. У том смислу, Лавоазје је дао дефиницију киселина уско повезану са њиховим садржањем [[кисеоник]]а о себи. Шта више, назив који је он дао кисеонику потиче од грчке речи „''онај који гради киселине''“
Открићем [[Халогени елементи|халогених елемената]] у [[18. vek|XVIII]] и [[XIX
== Аренијусова теорија ==
Прву праву теорију киселина и база, чија је релевантност и данас веома велика, дао је шведски хемичар [[Сванте Август Аренијус|Сванте Аренијус]] [[1884]]. године. По њој је:
*'''Аренијусова киселина''' је свако неутрално једињење које [[Електролитичка дисоцијација|дисоцијацијом]] у воденом раствору даје позитивне [[јон]]е [[водоник]]а и друге негативне јоне (негативне јоне киселинског остатка).▼
*'''Аренијусова база''' је свако неутрално једињење које [[Електролитичка дисоцијација|дисоцијацијом]] у воденом раствору даје негативне [[Хидроксидни јон|хидроксидне јоне]] и друге позитивне [[јон]]е (позитивне јоне метала, условно).▼
Другачије речено, по њему, киселина је свака супстанца која повећава концентрацију -{H<sup>+</sup>}- јона у [[раствор]]у, док је база супстанца која повећава концентрацију -{OH<sup>-</sup>}- јона у раствору.▼
▲'''Аренијусова киселина''' је свако неутрално једињење које [[Електролитичка дисоцијација|дисоцијацијом]] у воденом раствору даје позитивне [[јон]]е [[водоник]]а и друге негативне јоне (негативне јоне киселинског остатка).
▲'''Аренијусова база''' је свако неутрално једињење које [[Електролитичка дисоцијација|дисоцијацијом]] у воденом раствору даје негативне [[Хидроксидни јон|хидроксидне јоне]] и друге позитивне [[јон]]е (позитивне јоне метала, условно).
▲Другачије речено, по њему, киселина је свака супстанца која повећава концентрацију H<sup>+</sup> јона у [[раствор]]у, док је база супстанца која повећава концентрацију OH<sup>-</sup> јона у раствору.
Аренијус је такође и дао да се реакцијом киселине и базе у воденом раствору губе киселе/базне карактеристике истог. На овоме се заснива реакција [[неутрализација|неутрализације]].
Линија 35 ⟶ 31:
По овој теорији дакле, '''киселине''' су донори протона а '''базе''' акцептори протона.
Бранштад-Лоријева теорија отворила је могућност постојања једињења која могу да реагују и као киселине и као базе, иако би по Аренијусовој теорији биле класификоване или као једне или као друге. Међу ова једињења, позната као [[амфотерно једињење|амфотерна једињења]], спада и [[вода]], која [[аутопротолиза|аутопротолизом]] даје и протонима богат -{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>}- јон, као и -{OH<sup>-</sup>}-, која прима протоне. Такође, протолитичка теорија дала је и објашњење за базну реакцију амонијака и других сличних једињења. Наиме амонијак на [[азот]]у има један слободан електронски пар, молекул је [[Хемијска поларност|поларан]] са парцијално негативним наелектрисањем на азоту, што све заједно чини [[амонијак]] нуклеофилном супстанцом која спремно прима протоне градећи амонијум јон.
Киселине и базе се, по Бранштад-Лоријевој теорији јављају у виду '''коњугованих парова'''. По правили, слаба киселина даје јаку коњуговану базу, и аналогно, јака база даје слабу коњуговану киселину. Ово је посебно интересантно код полипротичних киселина приликом њихове поступне дисоцијације:
:H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>O {{unicode|⇌}} HSO<sub>4</sub><sup>-</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
▲::H<sub>2</sub>O (у овом случају, слаба база) и H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> (њена јака коњугована киселина)
:H<sub>2</sub>PHO<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O {{unicode|⇌}} HPHO<sub>3</sub><sup>-</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
:HPHO<sub>3</sub><sup>-</sup> + H<sub>2</sub>O {{unicode|⇌}} PHO<sub>3</sub><sup>2-</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>
== Луисова теорија ==
Линија 54 ⟶ 49:
По Луису, '''киселине''' су дакле акцептори, а '''базе''' донори електронског пара.
Наиме, Луис објашњава ово тиме да киселина реагује са базом преко једне празне [[Атомска орбитала|орбитале]] при чему се формира [[координационо ковалентна веза]], где координирани комплекс има стабилну [[Молекулска орбитала|молекулску орбиталу]] са електронима базе и орбиталом киселине. Ова најшира дефиниција је у свакодневној примени у неорганској хемији непрактична, јер Бранштад-Лоријева теорија даје далеко практичније а опет довољно прецизно објашњење. Ипак, Луисова теорија има посебан значај у комплекснијим реакцијама где се механизми многих органских реакција објашњавају управо преко Луисових [[Луисова киселина|киселина]] и [[
==Референце==
{{reflist|2}}
[[Категорија:Хемија киселина и база]]
| |||