Teorije kiselina i baza

Teorije kiselina i baza predstavljaju skup naučnih teorija koje opisuju osobine i pomažu u klasifikovanju dve važne klase jedinjenja: kiselina i baza.

Lavoazjeova definicija    
   Prvu naučnu definiciju kiseline dao je francuski hemičar Antoan Lavoazje u XVIII veku.

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 o sebi. Šta više, naziv koji je on dao kiseoniku potiče od grčke reči „onaj koji gradi kiseline“.

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

Spoljašnje veze 

 Acid-base Physiology: an on-line text
 John W. Kimball's online Biology book section of acid and bases. 

Hemija kiselina i baza