Sav-bázis elméletek

Svante Arrhenius 1883-ban megjelent doktori disszertációjában ismertette elméletét. Kortársai egy része fenntartással fogadta az oldatokban létező ionokba vetett hitét. Wilhelm Ostwald, a rigai egyetem professzora volt az, aki felismerte az arrheniusi elméletben rejlő lehetőségeket, és kísérleteivel be is bizonyította azok létjogosultságát.

Az elmélet szerint a savak olyan anyagok, amelyek hidrogénionra (és anionra), a bázisok pedig hidroxidionra (és kationra) disszociálnak vizes oldatban. A sav-bázis reakciók lényege a bázisok hidroxidionjainak (OH⁻) és a savak hidrogénionjainak (H⁺) vízképzési reakciója:

H⁺ + OH⁻ ⇌ H₂O

Az erős és gyenge savak – ugyanígy az erős és gyenge bázisok – között csak a disszociáció mértékében van különbség. Arrhenius megállapította, hogy az ecetsav (CH₃COOH) – mely gyenge sav – disszociációjának mértéke nő, ha azt vízzel hígítja.

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺

A fenti reakciót egyensúlyi reakcióként értelmezve könnyen belátható, hogy amennyiben nő az egyenlet bal oldalán szereplő víz mennyisége, – a tömeghatás törvényének megfelelően – a reakció „jobbra” tolódik el, vagyis az új egyensúly beállásával nő az oldatban az oxóniumionok és az acetátionok (CH₃COO⁻) mennyisége is.

Johannes Nicolaus Brønsted 1923-ban egy új sav-bázis elmélettel állt elő, melyet 1928-ban Thomas Martin Lowry továbbfejlesztett. Az elmélet egyszerű és összetett sav-bázis rendszereket különböztet meg. Egyszerű sav-bázis rendszer: sav az a molekula vagy ion, amely protont ad le, és bázis az amelyik protont vesz fel.

Sav → Bázis⁻ + H⁺

Az elmélet magyarázatot ad oldószerekben lezajló sav-bázis reakciókra is. Például a sósav (HCl) vízben való oldásánál a HCl molekula tekinthető a savnak, a vízmolekula pedig a bázisnak:

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺+ Cl⁻

  s1      b2        s2       b1

ahol s1-b1 és s2-b2 az összetartozó egyszerű sav-bázis párt jelöli.

Ennek az elméletnek a jelentőségét az is növeli, hogy nem csak vizes közegre, hanem más – protontartalmú – oldószeres reakciókra is alkalmazható.

A Lewis-féle sav-bázis elmélet az elektronpároknak a kialakuló kötésben való eredete alapján tárgyalja a savakat és bázisokat.

Lewis szerint sav az az anyag, ami elektronpár-akceptor, vagyis elektronpár felvételére képes. A bázisok pedig elektronpár-donorok (elektronpár leadására képesek). A Lewis-elmélet a komplexkémiai reakciók megmagyarázására jól használható, a fémionok Lewis-savak, a ligandumok (amik az elektronpárt adják a datív kötésbe) pedig a Lewis-bázisok.

Pearson két csoportba osztotta Lewis-savakat és -bázisokat: kemény (hard) savak és bázisok, ill. lágy (soft) savak és bázisok.

A kemény savak tulajdonságai:

• Kis méret
• Nagy pozitív töltés
• Kis polarizálhatóság
• Erősen protonkedvelő részecskékhez (kemény bázisokhoz) kapcsolódik szívesen

A kemény bázisok tulajdonságai:

• Kis méret
• Nagy elektronegativitás
• Kis polarizálhatóság
• Nehezen oxidálhatóak

A lágy savak tulajdonságai:

• Nagy méret
• Kis pozitív töltés
• Nagy polarizálhatóság
• Gyengén protonkedvelő részecskékhez (lágy bázisokhoz) kapcsolódik szívesen

A lágy bázisok tulajdonságai:

• Nagy méret
• Kisebb elektronegativitás
• Nagyobb polarizálhatóság
• Könnyen oxidálhatóak

A Lux-féle elmélet magas hőmérsékleten (olvadékfázisban) végbemenő reakciók magyarázatát adja meg: a savak oxidion (O²⁻) akceptorok, míg a bázisok oxidion donorok.

Példa:

${\displaystyle \mathrm {\underbrace {\mathrm {CaO} } _{\text{bázis}}+\underbrace {\mathrm {SiO_{2}} } _{\text{sav}}\rightarrow CaSiO_{3}} }$ 

Usanovich továbbfejlesztette a Lewis-féle elméletet, elmélete szerint a savak kationdonorok, elektron-, ill. anionakceptorok, míg a bázisok anion-, ill. elektrondonorok, és kationakceptorok.

• Autoprotolízis