Hvordan huske forskjellen mellom Arrhenius, Bronsted-Lowry og Lewis Acids an Bases

Før du husker forskjellene mellom de forskjellige definisjonene av syrer og baser, bør du ta en nærmere titt på definisjonene selv. Når du er kjent med dem, kan du gå videre til å huske de spesifikke skillene.

Følgende vil hjelpe deg med å definere og skille Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Lewis syrer og baser.

Det er flere definisjoner av syrer og baser. Den smaleste definisjonen er Arrhenius-teoridefinisjonen, som først og fremst er opptatt av vandige løsninger.

An Arrhenius syre øker konsentrasjonen av H⁺ eller H₃O⁺ (hydronium) ioner. Siden protoner ikke egentlig flyter rundt i løsning av seg selv, er hydronium den mer teknisk korrekte måten å snakke om protoner i vandig løsning. En Arrhenius-base øker konsentrasjonen av OH^- ioner.

Et eksempel på en Arrhenius-syre er således HCl. Når HCl dissosieres i oppløsning, øker hydroniumionkonsentrasjonen. Et eksempel på en Arrhenius-base er NaOH. Når NaOH dissosieres i vann, øker det konsentrasjonen av hydroksidioner.

Etter Arrhenius-definisjonen: Syrer frigjør et proton, eller H⁺, i vann. Baser frigjør et hydroksidion, OH^-, i vann.

Som nevnt tidligere er Arrhenius-teoridefinisjonen av syrer og baser den smaleste siden den bare diskuterer vandige løsninger.

For å kunne definere flere reaksjoner, er Brønsted-Lowry definisjon fokuserer på protonoverføring. En Brønsted-Lowry-syre er en hvilken som helst art som donerer en proton til et annet molekyl. En Brønsted-Lowry-base er en hvilken som helst art som aksepterer en proton fra et annet molekyl.

Til slutt, Lewis definisjon er den bredeste definisjonen av syrer og baser. Akkurat som en Arrhenius-syre er en Brønsted-Lowry-syre, er en Brønsted-Lowry-syre en Lewis-syre.

I Lewis-definisjonen er syrer elektronpar-akseptorer. Som et resultat av dette er syren i stand til å danne en kovalent binding med det som tilfører elektronene. Baser er elektronpar-givere.

• 1. En Arrhenius-syre øker konsentrasjonen av H^+.
  2. En Arrhenius-base øker konsentrasjonen av OH^- ioner.
  3. En Brønsted-Lowry-syre er en hvilken som helst art som donerer en proton til et annet molekyl. En Brønsted-Lowry-base er en hvilken som helst art som aksepterer en proton fra et annet molekyl.
  4. En Lewis-syre er en elektronpar-akseptor. En Lewis-base er en elektronpar-giver.

Det som er bra med navnene på disse definisjonene, er at de er i alfabetisk rekkefølge og går fra den smaleste til den bredeste definisjonen. Hvis du kan huske på at:

ENrrhenius < Brønsted-Lowry < Lewis

Så den første definisjonen er den mest smale. Arrhenius snakker bare om vandige løsninger og om et stoff øker hydronium- eller hydroksidionkonsentrasjonen. Deretter er Brønsted-Lowry, som indikerer at ethvert stoff som donerer et proton er en syre, og alt som godtar det er en base. Til slutt er Lewis-definisjonen den bredeste, og sier at enhver elektronpar-akseptor er en Lewis-syre, og en elektronpar-donor er en Lewis-base.

Et annet triks er dette: Arrhenius handler om A’ene. Arrhenius er opptatt av AH ACID (en morsom måte å si "en syre"). Her er den første A Arrhenius og H er et hydrogen- eller hydroniumion siden Arrhenius-definisjonen primært gjelder en økning i hydrogenionkonsentrasjonen.

For å huske Lewis-definisjonen, husk at L er for Lewis og E er for elektroner (LEwis). Lewis-definisjonen er primært opptatt av elektroners bevegelse.

Når du har fått de to ned, vet du at den som er igjen (Brønsted-Lowry-definisjon) er opptatt av donasjon av protoner.