Cara Menghafal Perbedaan Antara Asam Arrhenius, Bronsted-Lowry, dan Lewis dan Basa

Sebelum menghafal perbedaan antara berbagai definisi asam dan basa, lihat lebih dekat definisi itu sendiri. Setelah terbiasa dengan mereka, Anda dapat melanjutkan untuk menghafal perbedaan spesifik.

Berikut ini akan membantu Anda mendefinisikan dan membedakan Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Asam dan basa Lewis.

Ada beberapa definisi dari asam dan basa. Definisi yang paling sempit adalah definisi teori Arrhenius, yang terutama berkaitan dengan larutan berair.

Sebuah Arrhenius asam meningkatkan konsentrasi H⁺ atau H₃HAI⁺ ion (hidronium). Karena proton tidak benar-benar mengapung sendiri dalam larutan, hidronium adalah cara yang lebih tepat secara teknis untuk membicarakan proton dalam larutan berair. Basa Arrhenius meningkatkan konsentrasi OH^- ion.

Contoh asam Arrhenius adalah HCl. Ketika HCl terdisosiasi dalam larutan, konsentrasi ion hidronium meningkat. Contoh basa Arrhenius adalah NaOH. Ketika NaOH terdisosiasi dalam air, itu meningkatkan konsentrasi ion hidroksida.

Menurut definisi Arrhenius: Asam melepaskan proton, atau H⁺, dalam air. Basa melepaskan ion hidroksida, OH^-, dalam air.

Seperti yang dinyatakan sebelumnya, definisi teori Arrhenius tentang asam dan basa adalah yang paling sempit karena hanya membahas larutan berair.

Untuk dapat mendefinisikan lebih banyak reaksi, Brønsted-Lowry definisi berfokus pada transfer proton. Asam Brønsted-Lowry adalah setiap spesies yang menyumbangkan proton ke molekul lain. Basa Brønsted-Lowry adalah setiap spesies yang menerima proton dari molekul lain.

Akhirnya, Lewis Definisi asam dan basa adalah definisi yang paling luas. Sama seperti asam Arrhenius adalah asam Brønsted-Lowry, asam Brnsted-Lowry adalah asam Lewis.

Dalam definisi Lewis, asam adalah akseptor pasangan elektron. Akibatnya, asam mampu membentuk ikatan kovalen dengan apa pun yang memasok elektron. Basa adalah donor pasangan elektron.

• 1. Asam Arrhenius meningkatkan konsentrasi H^+.
  2. Basa Arrhenius meningkatkan konsentrasi OH^- ion.
  3. Asam Brønsted-Lowry adalah setiap spesies yang menyumbangkan proton ke molekul lain. Basa Brønsted-Lowry adalah setiap spesies yang menerima proton dari molekul lain.
  4. Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Basa Lewis adalah donor pasangan elektron.

Hal yang hebat tentang nama-nama definisi ini adalah bahwa mereka berada dalam urutan abjad mulai dari definisi yang paling sempit hingga yang paling luas. Jika Anda dapat mengingat bahwa:

SEBUAHrhenius < Brnsted-Lowry < Lewi

Jadi, definisi pertama adalah yang paling sempit. Arrhenius hanya berbicara tentang larutan berair dan apakah suatu zat meningkatkan konsentrasi ion hidronium atau hidroksida atau tidak. Berikutnya adalah Brønsted-Lowry, yang menunjukkan bahwa zat apa pun yang menyumbangkan proton adalah asam, dan apa pun yang menerimanya adalah basa. Akhirnya, definisi Lewis adalah yang terluas, yang menyatakan bahwa setiap akseptor pasangan elektron adalah asam Lewis, dan donor pasangan elektron adalah basa Lewis.

Trik lain adalah ini: Arrhenius adalah tentang A. Arrhenius prihatin dengan AH ACID (cara yang menyenangkan untuk mengatakan "asam"). Di sini, A pertama adalah Arrhenius dan H adalah ion hidrogen atau hidronium karena definisi Arrhenius terutama menyangkut peningkatan konsentrasi ion hidrogen.

Untuk mengingat definisi Lewis, ingatlah bahwa L untuk Lewis dan E untuk elektron (LEbijaksana). Definisi Lewis terutama berkaitan dengan pergerakan elektron.

Setelah Anda mendapatkan keduanya, Anda tahu bahwa yang tersisa (definisi Brønsted-Lowry) berkaitan dengan sumbangan proton.