Περιορισμοί της θεωρίας του Arrhenius

Υπάρχουν πολλές θεωρίες και έννοιες σχετικά με την ταξινόμηση οξέων και βάσεων. Σε παλαιότερες εποχές, ουσίες που είχαν ξινή γεύση θεωρούνταν οξέα (για παράδειγμα-κιτρικό οξύ, οξικό οξύ, οξαλικό οξύ) και ουσίες που είχαν πικρή γεύση θεωρούνταν ως βάσεις. Ωστόσο, αυτό αποδείχθηκε λάθος αργότερα, όταν οι επιστήμονες δεν μπόρεσαν να εξηγήσουν την έννοια των οξέων και των βάσεων σε διαλύτη εκτός από το νερό ή το υδατικό διάλυμα. Ωστόσο, έκτοτε έχουν εμφανιστεί πολλές θεωρίες που εξηγούν την όξινη συμπεριφορά των οξέων και τις βασικές ιδιότητες των υδροξειδίων όσον αφορά την ικανότητά τους να παράγουν ιόντα υδρογόνου και υδροξειδίου σε διαλύματα, όπως η θεωρία Arrhenius, η θεωρία οξέος-βάσης Lewis, η θεωρία οξέος-βάσης Lowry-Bronsted, η έννοια του Pearson και πολλές άλλες θεωρίες.

Θεωρία Arrhenius

Η θεωρία Arrhenius προτάθηκε από τον Σουηδό χημικό Svante Arrhenius το 1884. Ο Svante August Arrhenius ήταν ευρέως γνωστός για το έργο του στην ηλεκτρολυτική διάσταση και επίσης για τη διάσημη εξίσωση Arrhenius. Του απονεμήθηκε επίσης το βραβείο Νόμπελ το 1903. Αυτή η θεωρία χρησιμοποιήθηκε για την ταξινόμηση των οξέων και των βάσεων με βάση τον τύπο των ιόντων που διασπούν κατά τη διάλυση στο νερό. Εάν μια ένωση απελευθερώνει Η μετά τη διάσταση κατηγοριοποιείται ως οξύ και εάν μια ένωση απελευθερώνει ΟΗ μετά τη διάσπαση κατηγοριοποιείται ως βάση.

Arrhenius Acid

Σύμφωνα με τη θεωρία του Arrhenius, ένα οξύ είναι μια ουσία που διασπάται για να δώσει ιόντα υδρογόνου όταν διαλύεται στο νερό. Για παράδειγμα:Όταν το αέριο υδροχλώριο διαλύεται στο νερό, δίνει ιόντα υδρογόνου,

Η απελευθέρωση ιόντων υδρογόνου αυξάνει τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα και καθιστά το διάλυμα όξινο.

Βάση Arrhenius

Σύμφωνα με τον Arrhenius, η βάση είναι μια ουσία που διαλύεται για να δώσει ιόντα υδροξειδίου όταν διαλυθεί στο νερό.

Για παράδειγμα:Όταν το υδροξείδιο του νατρίου διαλύεται στο νερό απελευθερώνει ιόν υδροξειδίου

Η απελευθέρωση ιόντων υδροξειδίου αυξάνει τη συγκέντρωση στο διάλυμα και καθιστά το διάλυμα βασικό.

Πλεονεκτήματα της θεωρίας του Arrhenius

Τα διάφορα πλεονεκτήματα της θεωρίας Arrhenius είναι ότι παρέχει γνώση σχετικά με:

• Οι ιδιότητες των οξέων και των βάσεων
• Η ισχύς των οξέων και των βάσεων
• Έννοια εξουδετέρωσης και υδρόλυσης

Εξουδετέρωση 

Όταν αντιδρά ίση ποσότητα οξέος και βάσης, σχηματίζεται ένα άλας, το οποίο δεν είναι ούτε οξύ ούτε βάση.

Περιορισμοί της θεωρίας του Arrhenius

1. Η θεωρία του Arrhenius εξηγεί τα οξέα και τις βάσεις ως προς την παρουσία τους σε υδατικό διάλυμα και όχι ως ουσία. Ως εκ τούτου, η θεωρία περιορίζεται στη μελέτη οξέων και βάσεων μόνο σε υδατικά διαλύματα και δεν εφαρμόζεται σε αέρια και μη υδατικά διαλύματα.
2. Η θεωρία του Arrhenius εφαρμόζεται μόνο σε οξέα που έχουν τον τύπο ΗΑ. Για παράδειγμα:HCl, HBr. Δεν ισχύει για SO2, CO2 και AlCl3.
3. Η θεωρία του Arrhenius εφαρμόζεται μόνο σε βάσεις που έχουν τον τύπο BOH. Για παράδειγμα:NaOH, KOH. Δεν ισχύει για το Na₂ CO3, NH₃ και πυριδίνη. Στην πραγματικότητα, η ανάγκη να αποδειχθεί η σχέση μεταξύ βάσης και ιόντος ΟΗ οδήγησε στην πρόταση του τύπου NH4OH ως βάσης της αμμωνίας στο νερό, με τον πραγματικό τύπο NH3.
4. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, οι διαλύτες δεν παίζουν κανένα ρόλο στον καθορισμό της φύσης των οξέων και των βάσεων. Για παράδειγμα, το υδροχλωρικό οξύ είναι ισχυρό όταν διαλύεται στο νερό, αλλά είναι ασθενές όταν διαλύεται σε βενζόλιο.
5. Αυτή η θεωρία αποτυγχάνει να εξηγήσει τις ιδιότητες των οξέων και των βάσεων σε οποιονδήποτε διαλύτη )όπως το βενζόλιο ή την ακετόνη) ή τα αέρια, εκτός από το νερό.

6.   Σύμφωνα με τον Arrhenius, όλα τα άλατα πρέπει να παράγουν διαλύματα που δεν είναι ούτε όξινα ούτε     βασικά. Ωστόσο, υπάρχουν ορισμένες εξαιρέσεις σε αυτό και η θεωρία του Arrhenius αποτυγχάνει να το εξηγήσει  Για παράδειγμα: 

• Ίσες ποσότητες HCL και αμμωνίας δίνουν ένα ελαφρώς όξινο διάλυμα
• Ίσες ποσότητες οξικού οξέος και υδροξειδίου του νατρίου δίνουν ένα ελαφρώς βασικό διάλυμα

7. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, τα ιόντα υδρογόνου απελευθερώνονται στο υδατικό διάλυμα και παραμένουν εκεί, αυξάνοντας τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα. Ωστόσο, αυτό δεν είναι αλήθεια γιατί το υδρογόνο δεν μπορεί ποτέ να υπάρξει ελεύθερα ως ιόντα υδρογόνου. Υπάρχει ως ιόν υδρονίου (H3O) .

Με ποια μορφή υπάρχει το υδρογόνο στο νερό;

Το υδρογόνο δεν υπάρχει ελεύθερα ως ιόντα υδρογόνου (Η) στο νερό. Υπάρχει ως υδατικό κατιόν γνωστό ως ιόν υδρονίου (H3O). Είναι ένας τύπος ιόντων οξωνίου που παράγεται από την πρωτονίωση του νερού. Η συζυγής του βάση είναι το νερό.

Συμπέρασμα

Η θεωρία του Arrhenius είναι εφαρμόσιμη μόνο όταν μια ουσία διαλύεται στο νερό. Θεωρεί ως οξέα μόνο εκείνες τις ουσίες που απελευθερώνουν ιόντα υδρογόνου σε υδατικά διαλύματα και μόνο εκείνες τις ουσίες ως βάσεις που απελευθερώνουν ιόντα υδροξειδίου σε υδατικά διαλύματα. Η θεωρία αποτυγχάνει να εξηγήσει την εξαίρεση της εξουδετέρωσης. Η έννοια του Arrhenius ήταν το πρώτο συμπέρασμα που συνήχθη, και επομένως είχε πολλά ελαττώματα για να μιλήσει, όπως θεωρούνταν πριν από πολύ καιρό, όταν άλλες έννοιες σχετικά με τη χημεία δεν είχαν ακόμη έρθει στο παιχνίδι. Δεδομένου ότι δεν ήταν πολλά γνωστά, ο Arrhenius στήριξε τις ιδέες του στο νερό, μάλλον στα πρωτόνια μόνο, αδιαφορώντας για τα ηλεκτρόνια, σε αντίθεση με τον Lewis τα μετέπειτα χρόνια.

Καθώς ο κόσμος γύρω μας εξελίσσεται, το ίδιο συμβαίνει και με τα φυσικά φαινόμενα, το ίδιο συμβαίνει και με τους λόγους πίσω από αυτά, ή με άλλα λόγια, η επιστήμη. Οι ιδέες, οι διαδικασίες σκέψης και τα συμπεράσματα αλλάζουν και μεταβάλλονται με τις εποχές, και βρίσκουμε νέες θεωρίες επειδή οι προηγούμενες απέτυχαν να εξηγήσουν ορισμένες πτυχές των φαινομένων. Οι πρώτες θεωρίες προκαλούν συχνά αναταραχή στον κόσμο, στην πραγματικότητα, ο Arrhenius ήταν βραβευμένος με Νόμπελ, παρά το γεγονός ότι η θεωρία Bronsted Lowry και Lewis ήταν πιο εφικτή καθώς η προηγούμενη θεωρήθηκε πολύ συγκεκριμένη το 1923. 

Σχετικές σελίδες

Ειδοποιήσεις JEE	Υλικό μελέτης JEE
Διαφορά μεταξύ JEE	Σημαντικές φόρμουλες JEE
Συμβουλές για τις εξετάσεις JEE	Πλήρες φόρμες JEE
Μέσες τετραγωνικές ταχύτητες ρίζας	Κύριο και δευτερεύον σθένος
Αντίδραση Reimer-Tiemann	Σταθερότητα διαμορφώσεων
Επαγωγικά και μεσομερικά εφέ	Στοιχειώδεις και σύνθετες αντιδράσεις