Prima di memorizzare le differenze tra le varie definizioni di acidi e basi, dai un'occhiata più da vicino alle definizioni stesse. Una volta familiarizzato con loro, puoi passare alla memorizzazione delle distinzioni specifiche.
Quanto segue ti aiuterà a definire e differenziare Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Acidi e basi di Lewis.
Definizioni di acidi e basi
Ci sono più definizioni di acidi e basi. La definizione più ristretta è la definizione della teoria di Arrhenius, che si occupa principalmente di soluzioni acquose.
Un Arrhenius l'acido aumenta la concentrazione di H+ o H3oh+ (idronio) ioni. Poiché i protoni non galleggiano realmente in soluzione da soli, l'idronio è il modo tecnicamente più corretto per parlare di protoni in soluzione acquosa. Una base di Arrhenius aumenta la concentrazione di OH- ioni.
Un esempio di acido Arrhenius è quindi HCl. Quando HCl si dissocia in soluzione, la concentrazione di ioni idronio aumenta. Un esempio di una base di Arrhenius è NaOH. Quando NaOH si dissocia in acqua, aumenta la concentrazione di ioni idrossido.
Per la definizione di Arrhenius: gli acidi rilasciano un protone, o H+, in acqua. Le basi rilasciano uno ione idrossido, OH-, in acqua.
Come affermato in precedenza, la definizione della teoria di Arrhenius di acidi e basi è la più ristretta poiché discute solo soluzioni acquose.
Per poter definire più reazioni, il reactions Brønsted-Lowry definizione si concentra sul trasferimento di protoni. Un acido di Brønsted-Lowry è qualsiasi specie che dona un protone a un'altra molecola. Una base di Brønsted-Lowry è qualsiasi specie che accetta un protone da un'altra molecola.
Infine, il Lewis definizione è la definizione più ampia di acidi e basi. Proprio come un acido di Arrhenius è un acido di Brønsted-Lowry, un acido di Brønsted-Lowry è un acido di Lewis.
Nella definizione di Lewis, gli acidi sono accettori di coppie di elettroni. Di conseguenza, l'acido è in grado di formare un legame covalente con qualsiasi cosa fornisca gli elettroni. Le basi sono donatori di coppie di elettroni.
Suggerimenti
- Un acido Arrhenius aumenta la concentrazione di H+.
- Una base di Arrhenius aumenta la concentrazione di OH- ioni.
- Un acido di Brønsted-Lowry è qualsiasi specie che dona un protone a un'altra molecola. Una base di Brønsted-Lowry è qualsiasi specie che accetta un protone da un'altra molecola.
- Un acido di Lewis è un accettore di coppie di elettroni. Una base di Lewis è un donatore di coppie di elettroni.
Trucchi per ricordare la differenza
La cosa grandiosa dei nomi di queste definizioni è che sono in ordine alfabetico andando dalla definizione più ristretta a quella più ampia. Se puoi tenere a mente che:
UNrenio < Brønsted-Lowry < lewis
Quindi, la prima definizione è la più ristretta. Arrhenius parla solo di soluzioni acquose e se una sostanza aumenta o meno la concentrazione di ioni idronio o idrossido. Il prossimo è Brønsted-Lowry, che indica che qualsiasi sostanza che dona un protone è un acido e tutto ciò che lo accetta è una base. Infine, la definizione di Lewis è la più ampia, affermando che qualsiasi accettore di coppie di elettroni è un acido di Lewis e un donatore di coppie di elettroni è una base di Lewis.
Un altro trucco è questo: Arrhenius è tutto incentrato sulle A. Arrhenius si occupa di AH ACID (un modo divertente per dire "un acido"). Qui, la prima A è Arrhenius e la H è uno ione idrogeno o idronio poiché la definizione di Arrhenius riguarda principalmente un aumento della concentrazione di ioni idrogeno.
Per richiamare la definizione di Lewis ricordate che la L sta per Lewis e la E sta per gli elettroni (LEsap). La definizione di Lewis riguarda principalmente il movimento degli elettroni.
Una volta che hai messo giù quei due, sai che quello che rimane (definizione di Brønsted-Lowry) riguarda la donazione di protoni.