Hvordan man husker forskellen mellem Arrhenius, Bronsted-Lowry og Lewis syrer og baser

Før du husker forskellene mellem de forskellige definitioner af syrer og baser, skal du se nærmere på selve definitionerne. Når du er fortrolig med dem, kan du gå videre til at huske de specifikke forskelle udenad.

Følgende hjælper dig med at definere og differentiere Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Lewis-syrer og baser.

Der er flere definitioner af syrer og baser. Den smaleste definition er Arrhenius-teoridefinitionen, som primært beskæftiger sig med vandige løsninger.

En Arrhenius syre øger koncentrationen af ​​H⁺ eller H₃O⁺ (hydronium) ioner. Da protoner ikke rigtig flyder rundt i opløsning af sig selv, er hydronium den mere teknisk korrekte måde at tale om protoner i vandig opløsning. En Arrhenius-base øger koncentrationen af ​​OH^- ioner.

Et eksempel på en Arrhenius-syre er således HCI. Når HC1 dissocieres i opløsning, stiger hydroniumionkoncentrationen. Et eksempel på en Arrhenius-base er NaOH. Når NaOH dissocieres i vand, øger det koncentrationen af ​​hydroxidioner.

Ved Arrhenius-definitionen: Syrer frigiver en proton eller H⁺, i vand. Baser frigiver en hydroxidion, OH^-, i vand.

Som nævnt tidligere er Arrhenius-teoridefinitionen af ​​syrer og baser den smaleste, da den kun diskuterer vandige opløsninger.

For at kunne definere flere reaktioner, er Brønsted-Lowry definition fokuserer på protonoverførsel. En Brønsted-Lowry-syre er enhver art, der donerer en proton til et andet molekyle. En Brønsted-Lowry-base er enhver art, der accepterer en proton fra et andet molekyle.

Endelig blev Lewis definition er den bredeste definition af syrer og baser. Ligesom en Arrhenius-syre er en Brønsted-Lowry-syre, er en Brønsted-Lowry-syre en Lewis-syre.

I Lewis-definitionen er syrer elektronpar-acceptorer. Som et resultat af dette er syren i stand til at danne en kovalent binding med det, der forsyner elektronerne. Baser er donorer til elektronpar.

• 1. En Arrhenius-syre øger koncentrationen af ​​H^+.
  2. En Arrhenius-base øger koncentrationen af ​​OH^- ioner.
  3. En Brønsted-Lowry-syre er enhver art, der donerer en proton til et andet molekyle. En Brønsted-Lowry-base er enhver art, der accepterer en proton fra et andet molekyle.
  4. En Lewis-syre er en elektronpar-acceptor. En Lewis-base er en elektronpar-donor.

Det fantastiske ved navnene på disse definitioner er, at de er i alfabetisk rækkefølge, der går fra den mest smalle til den bredeste definition. Hvis du kan huske på, at:

ENrrhenius < Brønsted-Lowry < Lewis

Så den første definition er den mest smalle. Arrhenius taler kun om vandige opløsninger, og hvorvidt et stof øger hydronium- eller hydroxidionkoncentrationen. Dernæst er Brønsted-Lowry, hvilket indikerer, at ethvert stof, der donerer en proton, er en syre, og alt, hvad der accepterer det, er en base. Endelig er Lewis-definitionen den bredeste og angiver, at enhver elektronpar-acceptor er en Lewis-syre, og en elektronpar-donor er en Lewis-base.

Et andet trick er dette: Arrhenius handler om A'erne. Arrhenius er bekymret for AH ACID (en sjov måde at sige "en syre") på. Her er den første A Arrhenius, og H er en hydrogen- eller hydroniumion, da Arrhenius-definitionen primært vedrører en stigning i hydrogenionkoncentrationen.

For at huske Lewis-definitionen skal du huske at L er for Lewis og E er for elektroner (LEwis). Lewis-definitionen vedrører primært elektronernes bevægelse.

Når du har fået disse to ned, ved du, at den, der er tilbage (Brønsted-Lowry-definition), er bekymret for donation af protoner.