Hoe het verschil tussen Arrhenius, Bronsted-Lowry en Lewis-zuren en basen te onthouden

Voordat u de verschillen tussen de verschillende definities van zuren en basen uit het hoofd leert, moet u eerst de definities zelf eens nader bekijken. Als u ze eenmaal kent, kunt u doorgaan met het onthouden van de specifieke verschillen.

Het volgende zal u helpen bij het definiëren en onderscheiden van Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Lewis zuren en basen.

Er zijn meerdere definities van zuren en basen. De smalste definitie is de Arrhenius-theoriedefinitie, die zich voornamelijk bezighoudt met waterige oplossingen.

Een Arrhenius zuur verhoogt de concentratie van H⁺ of H₃O⁺ (hydronium) ionen. Omdat protonen zelf niet echt in oplossing rondzweven, is hydronium de meer technisch correcte manier om over protonen in waterige oplossing te praten. Een Arrhenius-base verhoogt de concentratie van OH^- ionen.

Een voorbeeld van een Arrhenius-zuur is dus HCl. Wanneer HCl in oplossing dissocieert, neemt de hydroniumionconcentratie toe. Een voorbeeld van een Arrhenius-base is NaOH. Wanneer NaOH in water dissocieert, verhoogt het de concentratie van hydroxide-ionen.

Volgens de Arrhenius-definitie: zuren geven een proton af, of H⁺, in water. Basen geven een hydroxide-ion af, OH^-, in water.

Zoals eerder vermeld, is de Arrhenius-theoriedefinitie van zuren en basen de smalste omdat deze alleen waterige oplossingen bespreekt.

Om meer reacties te kunnen definiëren, Bronsted-Lowry definitie richt zich op protonenoverdracht. Een Brønsted-Lowry-zuur is elke soort die een proton aan een ander molecuul doneert. Een Brønsted-Lowry-base is elke soort die een proton van een ander molecuul accepteert.

eindelijk, de Lewis definitie is de breedste definitie van zuren en basen. Net zoals een Arrhenius-zuur een Brønsted-Lowry-zuur is, is een Brønsted-Lowry-zuur een Lewis-zuur.

In de Lewis-definitie zijn zuren elektronenpaaracceptoren. Als gevolg hiervan kan het zuur een covalente binding vormen met alles wat de elektronen levert. Basen zijn elektronenpaardonoren.

• 1. Een Arrhenius-zuur verhoogt de concentratie van H^+.
  2. Een Arrhenius-base verhoogt de concentratie van OH^- ionen.
  3. Een Brønsted-Lowry-zuur is elke soort die een proton aan een ander molecuul doneert. Een Brønsted-Lowry-base is elke soort die een proton van een ander molecuul accepteert.
  4. Een Lewis-zuur is een elektronenpaaracceptor. Een Lewis-base is een elektronenpaardonor.

Het mooie van de namen van deze definities is dat ze in alfabetische volgorde staan, van de meest smalle naar de meest brede definitie. Als u er rekening mee kunt houden dat:

EENrrhenius < Bronsted-Lowry < Lewis

De eerste definitie is dus de smalste. Arrhenius heeft het alleen over waterige oplossingen en of een stof de hydronium- of hydroxide-ionenconcentratie verhoogt of niet. De volgende is Brønsted-Lowry, wat aangeeft dat elke stof die een proton afstaat een zuur is en dat alles wat het accepteert een base is. Ten slotte is de Lewis-definitie de breedste, waarin staat dat elke acceptor van een elektronenpaar een Lewis-zuur is en een donor van een elektronenpaar een Lewis-base.

Een andere truc is deze: Arrhenius draait helemaal om de A's. Arrhenius houdt zich bezig met AH ACID (een leuke manier om "een zuur" te zeggen). Hier is de eerste A Arrhenius en is de H een waterstof- of hydroniumion, aangezien de Arrhenius-definitie voornamelijk betrekking heeft op een toename van de waterstofionenconcentratie.

Om de Lewis-definitie in herinnering te brengen, onthoud dat de L voor Lewis is en de E voor elektronen (LEwis). De Lewis-definitie houdt zich voornamelijk bezig met de beweging van elektronen.

Als je die twee eenmaal onder de knie hebt, weet je dat degene die overblijft (definitie van Brønsted-Lowry) zich bezighoudt met de donatie van protonen.