Wie man sich den Unterschied zwischen Arrhenius-, Bronsted-Lowry- und Lewis-Säuren und -Basen einprägt

Bevor Sie sich die Unterschiede zwischen den verschiedenen Definitionen von Säuren und Basen einprägen, werfen Sie einen genaueren Blick auf die Definitionen selbst. Sobald Sie mit ihnen vertraut sind, können Sie sich die spezifischen Unterschiede merken.

Das Folgende wird Ihnen helfen, Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Lewis-Säuren und -Basen.

Es gibt mehrere Definitionen von Säuren und Basen. Die engste Definition ist die Definition der Arrhenius-Theorie, die sich hauptsächlich mit wässrigen Lösungen befasst.

Ein Arrhenius Säure erhöht die H .-Konzentration⁺ oder H₃Ö⁺ (Hydronium)-Ionen. Da Protonen nicht wirklich von selbst in Lösung herumschweben, ist Hydronium die technisch korrektere Art, von Protonen in wässriger Lösung zu sprechen. Eine Arrhenius-Base erhöht die Konzentration von OH^- Ionen.

Ein Beispiel für eine Arrheniussäure ist somit HCl. Wenn HCl in Lösung dissoziiert, steigt die Hydroniumionenkonzentration. Ein Beispiel für eine Arrhenius-Base ist NaOH. Wenn NaOH in Wasser dissoziiert, erhöht es die Konzentration von Hydroxidionen.

Nach der Arrhenius-Definition: Säuren setzen ein Proton oder H. frei⁺, im Wasser. Basen setzen ein Hydroxidion frei, OH^-, im Wasser.

Wie bereits erwähnt, ist die Definition von Säuren und Basen in der Arrhenius-Theorie die engste, da sie nur wässrige Lösungen diskutiert.

Um weitere Reaktionen definieren zu können, müssen die Brønsted-Lowry Die Definition konzentriert sich auf den Protonentransfer. Eine Brønsted-Lowry-Säure ist jede Spezies, die ein Proton an ein anderes Molekül abgibt. Eine Brønsted-Lowry-Base ist jede Spezies, die ein Proton von einem anderen Molekül akzeptiert.

Endlich, das Lewis Definition ist die breiteste Definition von Säuren und Basen. So wie eine Arrhenius-Säure eine Brønsted-Lowry-Säure ist, ist eine Brønsted-Lowry-Säure eine Lewis-Säure.

In der Lewis-Definition sind Säuren Elektronenpaarakzeptoren. Dadurch kann die Säure mit dem, was die Elektronen liefert, eine kovalente Bindung eingehen. Basen sind Elektronenpaardonatoren.

• 1. Eine Arrheniussäure erhöht die H .-Konzentration^+.
  2. Eine Arrhenius-Base erhöht die Konzentration von OH^- Ionen.
  3. Eine Brønsted-Lowry-Säure ist jede Spezies, die ein Proton an ein anderes Molekül abgibt. Eine Brønsted-Lowry-Base ist jede Spezies, die ein Proton von einem anderen Molekül akzeptiert.
  4. Eine Lewis-Säure ist ein Elektronenpaarakzeptor. Eine Lewis-Base ist ein Elektronenpaardonator.

Das Tolle an den Namen dieser Definitionen ist, dass sie in alphabetischer Reihenfolge von der engsten bis zur weitesten Definition geordnet sind. Wenn Sie sich das merken können:

EINRhenius < Brønsted-Lowry < Lewis

Die erste Definition ist also die engste. Arrhenius spricht nur von wässrigen Lösungen und davon, ob ein Stoff die Hydronium- oder Hydroxid-Ionen-Konzentration erhöht oder nicht. Als nächstes kommt Brønsted-Lowry, was darauf hinweist, dass jede Substanz, die ein Proton abgibt, eine Säure ist und alles, was es akzeptiert, eine Base ist. Schließlich ist die Lewis-Definition die umfassendste und besagt, dass jeder Elektronenpaar-Akzeptor eine Lewis-Säure und ein Elektronenpaar-Donor eine Lewis-Base ist.

Ein weiterer Trick ist dieser: Bei Arrhenius dreht sich alles um die A's. Arrhenius beschäftigt sich mit AH ACID (eine lustige Art, "eine Säure" zu sagen). Hier ist das erste A Arrhenius und das H ist ein Wasserstoff- oder Hydronium-Ion, da die Arrhenius-Definition in erster Linie eine Erhöhung der Wasserstoffionen-Konzentration betrifft.

Um sich an die Lewis-Definition zu erinnern, denken Sie daran, dass L für Lewis und E für Elektronen steht (LEweis). Die Lewis-Definition befasst sich hauptsächlich mit der Bewegung von Elektronen.

Sobald Sie diese beiden unter Kontrolle haben, wissen Sie, dass die verbleibende (Brønsted-Lowry-Definition) mit der Abgabe von Protonen befasst ist.