Kā iegaumēt atšķirību starp Arrhenius, Bronsted-Lowry un Lewis skābēm un bāzēm

Pirms iegaumēt atšķirības starp dažādām skābju un bāzu definīcijām, tuvāk apskatiet pašas definīcijas. Iepazinušies ar viņiem, jūs varat pāriet uz konkrēto atšķirību iegaumēšanu.

Tālāk sniegtais palīdzēs jums definēt un atšķirt Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Lūisa skābes un bāzes.

Tur ir vairākas definīcijas skābes un bāzes. Šaurākā definīcija ir Arrhenius teorijas definīcija, kas galvenokārt attiecas uz ūdens šķīdumiem.

An Arrhenius skābe palielina H koncentrāciju⁺ vai H₃O⁺ (hidronija) joni. Tā kā protoni paši īsti nepeld apkārt šķīdumā, hidronijs ir tehniski pareizāks veids, kā runāt par protoniem ūdens šķīdumā. Arrhenius bāze palielina OH koncentrāciju^- joni.

Arrhenius skābes piemērs tādējādi ir HCl. Kad HCl šķīdumā disociējas, palielinās hidronija jonu koncentrācija. Arrhenius bāzes piemērs ir NaOH. Kad NaOH disociējas ūdenī, tas palielina hidroksīda jonu koncentrāciju.

Pēc Arrhenius definīcijas: skābes izdala protonu jeb H⁺, ūdenī. Bāzes izdala hidroksīda jonu, OH^-, ūdenī.

Kā minēts iepriekš, Arrhenius teorijā skābju un bāzu definīcija ir visšaurākā, jo tajā aplūkoti tikai ūdens šķīdumi.

Lai varētu definēt vairāk reakciju, Brønsted-Lowry definīcija koncentrējas uz protonu pārnesi. Brønsted-Lowry skābe ir jebkura suga, kas ziedo protonu citai molekulai. Brønsted-Lowry bāze ir jebkura suga, kas akceptē protonu no citas molekulas.

Visbeidzot Luiss definīcija ir visplašākā skābju un bāzu definīcija. Tāpat kā Arrhenius skābe ir Brønsted-Lowry skābe, Brønsted-Lowry skābe ir Lewis skābe.

Lūisa definīcijā skābes ir elektronu pāru akceptori. Tā rezultātā skābe spēj veidot kovalentu saiti ar visu, kas piegādā elektronus. Bāzes ir elektronu pāra donori.

• 1. Arrhenius skābe palielina H koncentrāciju^+.
  2. Arrhenius bāze palielina OH koncentrāciju^- joni.
  3. Brønsted-Lowry skābe ir jebkura suga, kas ziedo protonu citai molekulai. Brønsted-Lowry bāze ir jebkura suga, kas akceptē protonu no citas molekulas.
  4. Lūisa skābe ir elektronu pāra akceptors. Lūisa bāze ir elektronu pāra donors.

Lieliski šo definīciju nosaukumos ir tas, ka tās ir alfabētiskā secībā, pārejot no šaurākās uz visplašāko definīciju. Ja jūs varat paturēt prātā, ka:

Arrhenius < Brønsted-Lowry < Lewis

Tātad pirmā definīcija ir visšaurākā. Arrhenius runā tikai par ūdens šķīdumiem un par to, vai viela palielina hidronija vai hidroksīda jonu koncentrāciju. Nākamais ir Brønsted-Lowry, kas norāda, ka jebkura viela, kas ziedo protonu, ir skābe, un viss, kas to pieņem, ir bāze. Visbeidzot, Luisa definīcija ir visplašākā, norādot, ka jebkurš elektronu pāra akceptors ir Lūisa skābe un elektronu pāra donors ir Lūisa bāze.

Vēl viens triks ir šāds: Arrhenius ir viss par A. Arrhenius ir noraizējies par AH ACID (jautrs veids, kā pateikt “skābi”). Pirmais A ir Arrhenius un H ir ūdeņraža vai hidronija jons, jo Arrhenius definīcija galvenokārt attiecas uz ūdeņraža jonu koncentrācijas palielināšanos.

Lai atgādinātu Lūisa definīciju, atcerieties, ka L ir Lūiss un E ir elektroni (LEgudrs). Lūisa definīcija galvenokārt attiecas uz elektronu kustību.

Kad esat nolaidis šos divus, jūs zināt, ka tas, kas ir palicis (Brønsted-Lowry definīcija), ir saistīts ar protonu ziedošanu.