Avant de mémoriser les différences entre les différentes définitions des acides et des bases, examinez de plus près les définitions elles-mêmes. Une fois familiarisés avec eux, vous pouvez passer à la mémorisation des distinctions spécifiques.
Ce qui suit vous aidera à définir et à différencier Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Acides et bases de Lewis.
Définitions des acides et des bases
Il y a plusieurs définitions d'acides et de bases. La définition la plus étroite est la définition de la théorie d'Arrhenius, qui concerne principalement les solutions aqueuses.
Un Arrhénius l'acide augmente la concentration de H+ ou H3O+ ions (hydronium). Étant donné que les protons ne flottent pas vraiment en solution par eux-mêmes, l'hydronium est le moyen le plus techniquement correct de parler de protons en solution aqueuse. Une base d'Arrhenius augmente la concentration en OH- ions.
Un exemple d'acide d'Arrhenius est donc HCl. Lorsque HCl se dissocie en solution, la concentration en ions hydronium augmente. Un exemple d'une base d'Arrhenius est NaOH. Lorsque NaOH se dissocie dans l'eau, il augmente la concentration en ions hydroxyde.
Selon la définition d'Arrhenius: les acides libèrent un proton, ou H+, dans l'eau. Les bases libèrent un ion hydroxyde, OH-, dans l'eau.
Comme indiqué précédemment, la définition de la théorie d'Arrhenius des acides et des bases est la plus étroite puisqu'elle ne traite que des solutions aqueuses.
Pour pouvoir définir plus de réactions, le Brønsted-Lowry la définition se concentre sur le transfert de protons. Un acide de Brønsted-Lowry est une espèce qui donne un proton à une autre molécule. Une base de Brønsted-Lowry est toute espèce qui accepte un proton d'une autre molécule.
Finalement, le Lewis La définition est la définition la plus large des acides et des bases. Tout comme un acide d'Arrhenius est un acide de Brønsted-Lowry, un acide de Brønsted-Lowry est un acide de Lewis.
Dans la définition de Lewis, les acides sont des accepteurs de paires d'électrons. En conséquence, l'acide est capable de former une liaison covalente avec tout ce qui fournit les électrons. Les bases sont des donneurs de paires d'électrons.
Conseils
- Un acide d'Arrhenius augmente la concentration de H+.
- Une base d'Arrhenius augmente la concentration en OH- ions.
- Un acide de Brønsted-Lowry est une espèce qui donne un proton à une autre molécule. Une base de Brønsted-Lowry est toute espèce qui accepte un proton d'une autre molécule.
- Un acide de Lewis est un accepteur de paires d'électrons. Une base de Lewis est un donneur de paires d'électrons.
Astuces pour se souvenir de la différence
L'avantage des noms de ces définitions est qu'elles sont classées par ordre alphabétique, de la définition la plus étroite à la plus large. Si vous pouvez garder à l'esprit que :
UNErhenius < Brønsted-Lowry < Lewis
Ainsi, la première définition est la plus étroite. Arrhenius ne parle que des solutions aqueuses et du fait qu'une substance augmente ou non la concentration en ions hydronium ou hydroxyde. Vient ensuite Brønsted-Lowry, qui indique que toute substance qui donne un proton est un acide, et tout ce qui l'accepte est une base. Enfin, la définition de Lewis est la plus large, indiquant que tout accepteur de paires d'électrons est un acide de Lewis et qu'un donneur de paires d'électrons est une base de Lewis.
Une autre astuce est la suivante: Arrhenius est tout au sujet des A. Arrhenius est concerné par AH ACID (une façon amusante de dire « un acide »). Ici, le premier A est Arrhenius et le H est un ion hydrogène ou hydronium puisque la définition d'Arrhenius concerne principalement une augmentation de la concentration en ions hydrogène.
Pour rappeler la définition de Lewis, rappelez-vous que le L est pour Lewis et le E est pour les électrons (LEsaga). La définition de Lewis concerne principalement le mouvement des électrons.
Une fois que vous avez noté ces deux éléments, vous savez que celui qui reste (définition de Brønsted-Lowry) concerne le don de protons.
