Ĉi tiu artikolo temas pri kemia kombinaĵo kiu emas fordoni protonon aŭ fordonas protonon. Por gusto rigardu la paĝon Acida gusto. Koncerne aliajn signifojn aliru la apartigilon Acido (apartigilo).
Ĉi tiu artikolo bezonas poluradon, ĉar ĝi montras stilajn kaj/aŭ gramatikajn kaj/aŭ strukturajn problemojn, kiuj ne konformas al stilogvido.
La priskribo de la problemo troviĝas ĉi tie. Bonvolu ŝanĝi la enhavon por plibonigi la artikolon.
Laŭ la moderna difino de Johannes Nicolaus Brønsted kaj Martin Lowry, "acido" estas iun ajn kemiaĵo, kiu donas hidrogenan jonon (H+) al alia kombinaĵo, kiu nomiĝas "bazo".
Acidoj estis tiel ofte redifinitaj dum la lastaj epokoj, tiel operacie kiel esence, ke la historio de la acidoj devis trapasi ripetitajn signifoŝanĝojn anstataŭ konverĝi al sekura difino. Mineralaj acidoj estis konataj, kvankam per aliaj nomoj, ekde la mezepokaj alkemiistoj en la Oriento kiuj aparte aprezis la vitriololeon kaj la reĝakvon (miksaĵon da klorida kaj nitrata acidoj) pro iliaj povoj kiel solvantoj.
Plibonigitaj metodoj pri preparado asociiĝas al Andreo Libavo (1555-1616) kaj Johann Rudolph Glauber (1604-1670), cetere, ĉi-lasta preparis la kloridan acidon per traktado de la sulfata acido kun la ordinara salo, sekvata per distiliĝo. En liaj manoj, acidoj estis pli uzataj ol antaŭe dum preparado de vasta gamo da neŭtralaj saloj ekde metalaj saloj kaj iliaj oksidoj.
Ĉirkaŭ la mezo de la 17-a jarcento, neŭtraligaj reakcioj inter acidoj kaj bazoj estis sufiĉe konataj kun ĝiaj naturaj eferveskoj kiuj inspiris la novan iatrokemion en la verkaro de Franciscus Sylvius (1614-1672) kaj Otto Tachenius (1610-1680). Dum la 17-a jarcento, kiam la tradicie materia/forma dualeco cedis al la mekanikaj filozofioj, tiam la teorioj pri acideco respegulis tiun ŝanĝon.
Kaj Nicolas Lémery (1645-1715) kaj Robert Boyle (1627-1691) provis klarigi la percepteblajn proprecojn de la acidoj (amarecon kaj korodecon) laŭ esprimoj je akrepintaj korpuskloj. Sub la influo de Isaac Newton (1642-1727), hipotezoj pri la formo de la partikloj malfermis la vojon al nova ontologio en kiu mallongatingaj altiraj-forpuŝaj fortoj asociiĝis al atomoj. Reakcioj inter acidoj kaj bazoj do povis konstruiĝi laŭ neŭtraligaj procezoj pri afinaj fortoj kiuj estis, principe, kvantigeblaj.
Reakcioj inter metaloj kaj acidoj estis kandidatoj al provoj je konstruado de afineco-tabeloj kaj dum la jardeko 1770 la rapido en kiu malsamaj metaloj dissolviĝas en acidoj ekkomparatis. Estis ankaŭ ordinare konsideri la acidojn kiel malsamaj manifestiĝoj de iu universala acido, tamen, alternativa vidpunkto estis disvolviĝonta de Antono Lavoaziero (1743-1794).
La "kemia revolucio" ĉe la fino de la 18-a jarcento ofte identiĝis kun la forpuŝo de Lavoaziero rilate al la flogistona teorio favore de iu oksigena teorio pri brulado. Verdire, la oksigena teorio de Lavoaziero estis ĉefe ia teorio pri acideco (t. e., la oksigeno estas la acido-produktanto) pro tio ke ĝi baziĝis sur eksperimentaj rezultoj, ekzemple, kiam sulfuro, fosforo ktp bruliĝas en aero, ili konvertiĝas en acidoj.
La nocio ke la oksigeno estis la principo de la acideco elmontras ke eĉ Lavoaziero mem emancipiĝis el la tradiciaj konceptoj pri kemiaj principoj kaj kiel Claude Louis Berthollet (1748-1822) suspektis, la antaŭkono ke ĉiuj acidoj devas enhavi oksigenon estis ĝenerala kredo.
Humphry Davy (1778-1829) detruis la teorion de Lavoaziero laŭ tri aspektoj: unue, li elmontris ke la oksigeno estis komponanto de alkaloj, natria hidroksido kaj kalia hidroksido; due, elmontrante ke halogenidoj povas elteni bruladon tiel kiel la oksigeno, do senigante ĝin el ties ununura kondiĉo, kaj trie, elstarigante ke ne ekzistas oksigeno en la klorida acido - ia konkludo derivita el lia verko pri la elementa naturo de la kloro.
Kvankam Davy asociiĝis la acidecon de la klorata kaj jodata acidoj pro la hidrogeno kiun ili enhavis, li ne transformis ĉi-teorion en koheran vidpunkton. [1]
Tamen nur post pluraj jardekoj la ideo pri acideco estis asociita al ĉeesto de hidrogeno dank'al propono de la germana kemiisto Justus von Liebig (1803–1873). Sed, klareco estis portita al tiu scienco, kiam Svante Arrhenius
(1859–1927) finfine difinis acidojn kiel "substancoj kiuj liveras hidrogenajn katjonojn al la solvaĵo" dum bazoj estas "substancoj kiuj liberas hidroksilajn anjonojn al la solvaĵo".
Li ankaŭ proponis ke la mekanismo laŭ kiu acidoj kaj bazoj interagas por reciproka neŭtraligado okazas per formado de akvo sekvata de la koncerna salo. Pli malfrue, la dana kemiisto Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) kaj la angla kemiisto Martin Lowry (1874-1936) kvankam sendepende, proponis la difinoŝanĝon, konservante la interrilato de la protona liberigo en la acidoj, sed difinante pli amplekse la bazojn kiel ajna substanco kapabla je protona asociiĝo. Tiamaniere ke, mezuradoj de la hidrogenaj jonoj iĝis tranĉaj por difini la nivelojn de acideco, kaj bazoj verdire estis preterlasataj kiel simplaj ricevantoj.
Do la antaŭaj difinoj bazitaj sur protonaj kaj hidroksilaj jonoj, estis asociitaj al reakcioj en akva solvaĵo. Gilbert Lewis (1875–1946) rafinis la acido-bazan koncepton kaj inkluzivis dissociiĝajn eventojn en ne-akvaj solvantoj, tie kie liberaj protonoj ne estis implicitaj. Disvolvita kune kun ĉi-teoriaj konsideraĵoj, la praktika mezurado pri acideco posedas longan historion, kaj ĉi-praktiko kuŝas en la bazo de la analiza kemio kaj laste en la negocoj pri analizaj instrumentoj. La koncepto pri pH eble estas la plej grava demando kiu faciliĝis ĉi-evoluon.
Laŭ la koncepto de Arrhenius
La svedo Svante Arrhenius formulis difinon por acidoj kaj bazoj laŭ la specoj kiujn ili formas ĉe solviĝo en akvo.
En 1887 la sveda kemiisto Svante Arrhenius formulis difinon por acidoj kaj bazoj laŭ la specoj kiujn ili formas ĉe solviĝo en akvo.
Acidoj de Arrhenius estas substancoj kiuj solviĝas en akvo, produktante hidrogen-jonoj (H+). Bazoj de Arrhenius estas substancoj kiuj solviĝas en akvo, produktante hidroksid-jonojn (OH−).
Hidrogena klorido (HCl) kaj natria hidroksido (NaOH) estas respektive
ekzemploj de acido de Arrhenius kaj bazo de Arrhenius. Ili joniĝas en
akvo jene:
HCl akvo> H+ + Cl−
NaOH akvo> Na+ + OH−
Tial, laŭ Arrhenius la specifaj ecoj de acidoj kaj bazoj, kiel ilia
konduto rilate lakmuso, rezultas el la ĉeesto de jonoj H+ kaj OH− respektive.
Kvankam oni povus konsideri ilin sufiĉaj, almenaŭ sur fundamenta nivelo,
la difinoj laŭ Arrhenius havas du malavantaĝojn:
(1) ili taŭgas sole por
akvaj solvaĵoj, kaj
(2) la identeco de la acido en akvaj solvaĵoj estas
trosimpligita. Pri ĉi tiu lasta punkto oni devas diri ke "liberaj"
hidrogen-jonoj (H+ ) ne povas ekzisti en akvo - fakto, kiun ne sciis
Arrhenius.
Hidrogena atomo, kiu konsistas el unu protono kaj unu elektrono,
perdinte unu elektrono (pro joniĝo), iĝas nura nukleo - en tiu ĉi kazo
do unu protono. La altira povo inter tiu ĉi nuda protono kaj polusa
akvo-molekulo estas sufiĉe forta por unuigi la hidrogenan jonon kun la
akvomolekulo, formanta hidronian jonon (H3O+). (Por klare apartigi la jonojn, oni resumu: hidrogena jono estas H+ , hidroksida jono estas OH−, kaj hidronia jono estas H3O+).
La ligilo, kiu ligas la protonon al la akvo, estas kunordiga kovalenta ligo, ĉar ambaŭ elektronoj devenas de la oksigena atomo.
Laŭ la koncepto de Brønsted kaj Lowry
Thomas Martin Lowry (1874-1936) en 1923 kune kun la dana esploristo Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) disvolvis samtempe kaj sendepende ŝanĝis la vizaĝon de la kemio per la teorio pri acido-bazo de la kemiaj substancoj, surbaze de protona acekptado/rifuzado kiu rimarkindigis ĝiajn kreintojn. La teorio tiam iĝis konata kiel Acido-baza teorio de Brønsted-Lowry.
En 1923, Johannes Nicolaus Brønsted, dana sciencisto, kaj Martin Lowry, brita sciencisto, proponis - sendepende unu de la alia - preskaŭ samtempe koncepton pri acidoj kaj bazoj, kiu etendis la ideojn de Arrhenius. Ilia difino de acidoj kaj bazoj dependas de tio, kiamaniere tiuj du grupoj da substancoj reakcias unu kun la alia.
Acid-baza reakcio estas difinita kiel reakcio dum kiu protono transiĝas de unu speco al alia.
Acido de Brønsted-Lowry estas tiel proton-donanto kaj bazo de Brønsted-Lowry estas proton-akceptanto.
Tiuj difinoj
(1) pligrandigas la nombron da substancoj, kiuj povas esti konsiderataj acidoj kaj bazoj,
(2) ne limiĝas al akvaj solvaĵoj kaj
(3) klarigas la fakton, ke la acida speco en akvaj solvaĵoj estas la hidronia jono.
Ĉiuj acidoj de Arrhenius estas acidoj de Brønsted-Lowry, kaj ĉiuj bazoj de Arrhenius estas bazoj de Brønsted-Lowry. Sed la malo de tiu ĉi aserto ne estas vera. La teorio de Brønsted-Lowry inkluzivas la teorion de Arrhenius, sed ankaŭ multe pli.
Kvalitoj
Brønsted-Lowry-aj acidoj:
gustas acida generale;
ofte igas pika sento sur mukozoj, ĉefe se fortaj aŭ koncentrataj estas;
reakcias kun kolorindikaj kombinaĵoj, tiele ke ĝi ruĝigas ambaŭ lakmuson (lakmuso estas natura vegetaĵa kolorenzo akirebla el likenoj) kaj metiloranĝon, sed ne ŝanĝas la koloron de fenolftaleino;
Fortaj acidoj kaj multaj koncentrataj acidoj estas danĝeraj, ĉar kaŭzas gravajn bruladojn pri eĉ nelongaj kontaktoj.
Acidoj estas korodemaj. Generale, acidaj bruladoj kuraciĝas per ellavi abunde la zonon tuŝatan kun fluanta akvo dum 15 minutoj kaj ĵus poste atenti kun tujaj kuracaj zorgoj. En la okazo de treege koncentrataj acidoj, la acido devus unue esti forviŝata tiel multa kiel posibla, alimaniere la hejtgenera miksado de la acido kaj la akvo povus kaŭzi gravajn hejtajn bruladojn. Acidoj povas ankaŭ esti danĝeraj pro aliaj kialoj je ilia acideco: vidu la adekvatan datuman littukon de materia sekureco (angle "MSDS") por havi pli da detaloj.
James Huheey, Ellen A Keiter, Richard L Keiter, André Pousse (trad. el angla) kaj Jean Fischer (trad. el angla), Chimie inorganique, Paris Bruxelles, De Boeck, 1996, 964 p. (ISBN 978-2-804-12112-9, BNF 37670940). Ĉefe ĉap. 9, «La chimie des bases et des acides», pp. 318-358.
V. Karpenko, J. A. Norris: Vitriol in the History of Chemistry. En: Chem. Listy. Band 96, 2002, S. 997–1005, (chemicke-listy.cz, PDF, angle)
Pavia, D. L.; Lampman, G. M.; Kriz, G. S. (2004). Organic Chemistry, Volume I. Mason, OH: Cengage Learning. ISBN 0759347271.
Claus Priesner, Karin Figala: Alchemie: Lexikon einer hermetischen Wissenschaft. Beck, München 1998, ISBN 3-406-44106-8.
Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10a eld., CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
T. W. Graham Solomons, Chimica organica, 2a eld., Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 58-66, ISBN 88-08-09414-6.
Zumdahl, Steven S. (1997). Chemistry (4a eld.). Boston: Houghton Mifflin. ISBN 9780669417944.
