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.
Definities van 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.
Tips
- Een Arrhenius-zuur verhoogt de concentratie van H+.
- Een Arrhenius-base verhoogt de concentratie van OH- ionen.
- 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.
- Een Lewis-zuur is een elektronenpaaracceptor. Een Lewis-base is een elektronenpaardonor.
Trucs om het verschil te onthouden
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.