Antes de memorizar las diferencias entre las diversas definiciones de ácidos y bases, eche un vistazo más de cerca a las propias definiciones. Una vez que se familiarice con ellos, puede pasar a memorizar las distinciones específicas.
Lo siguiente le ayudará a definir y diferenciar Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Ácidos y bases de Lewis.
Definiciones de ácidos y bases
Existen múltiples definiciones de ácidos y bases. La definición más estrecha es la definición de la teoría de Arrhenius, que se ocupa principalmente de las soluciones acuosas.
Un Arrhenius ácido aumenta la concentración de H+ o H3O+ iones (hidronio). Dado que los protones no flotan en solución por sí mismos, el hidronio es la forma más técnicamente correcta de hablar de protones en solución acuosa. Una base de Arrhenius aumenta la concentración de OH- iones.
Por tanto, un ejemplo de un ácido de Arrhenius es HCl. Cuando el HCl se disocia en solución, aumenta la concentración de iones hidronio. Un ejemplo de una base de Arrhenius es NaOH. Cuando el NaOH se disocia en agua, aumenta la concentración de iones hidróxido.
Según la definición de Arrhenius: los ácidos liberan un protón, o H+, en agua. Las bases liberan un ion hidróxido, OH-, en agua.
Como se dijo anteriormente, la definición de ácidos y bases de la teoría de Arrhenius es la más limitada, ya que solo analiza soluciones acuosas.
Para poder definir más reacciones, el Brønsted-Lowry la definición se centra en la transferencia de protones. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que dona un protón a otra molécula. Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie que acepta un protón de otra molécula.
Finalmente, el Luis La definición es la definición más amplia de ácidos y bases. Así como un ácido de Arrhenius es un ácido de Brønsted-Lowry, un ácido de Brønsted-Lowry es un ácido de Lewis.
En la definición de Lewis, los ácidos son aceptores de pares de electrones. Como resultado de esto, el ácido puede formar un enlace covalente con todo lo que suministre los electrones. Las bases son donantes de pares de electrones.
Consejos
- Un ácido de Arrhenius aumenta la concentración de H+.
- Una base de Arrhenius aumenta la concentración de OH- iones.
- Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que dona un protón a otra molécula. Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie que acepta un protón de otra molécula.
- Un ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones. Una base de Lewis es un donante de pares de electrones.
Trucos para recordar la diferencia
Lo mejor de los nombres de estas definiciones es que están en orden alfabético, de la definición más estrecha a la más amplia. Si puedes tener en cuenta que:
Arrhenius < Brønsted-Lowry < Lewis
Entonces, la primera definición es la más estrecha. Arrhenius solo habla de soluciones acuosas y si una sustancia aumenta o no la concentración de iones hidronio o hidróxido. El siguiente es Brønsted-Lowry, que indica que cualquier sustancia que dona un protón es un ácido y todo lo que lo acepta es una base. Finalmente, la definición de Lewis es la más amplia, indicando que cualquier aceptor de par de electrones es un ácido de Lewis, y un donante de par de electrones es una base de Lewis.
Otro truco es este: Arrhenius tiene que ver con los A's. Arrhenius se preocupa por AH ACID (una forma divertida de decir "un ácido"). Aquí, la primera A es Arrhenius y la H es un ion de hidrógeno o hidronio, ya que la definición de Arrhenius se refiere principalmente a un aumento en la concentración de iones de hidrógeno.
Para recordar la definición de Lewis, recuerde que la L es para Lewis y la E es para electrones (LEWis). La definición de Lewis se ocupa principalmente del movimiento de electrones.
Una vez que haya conseguido esos dos, sabrá que el que queda (definición de Brønsted-Lowry) está relacionado con la donación de protones.