Zanim zapamiętasz różnice między różnymi definicjami kwasów i zasad, przyjrzyj się bliżej samym definicjom. Po zapoznaniu się z nimi możesz przejść do zapamiętywania poszczególnych rozróżnień.
Poniższe informacje pomogą Ci zdefiniować i odróżnić Arrheniusa od Arrheniusa. Brønsted-Lowry vs. Kwasy i zasady Lewisa.
Definicje kwasów i zasad
Tam są wiele definicji kwasów i zasad. Najwęższą definicją jest definicja teorii Arrheniusa, która dotyczy głównie roztworów wodnych.
Na Arrhenius kwas zwiększa stężenie H+ lub H3O+ jony (hydroniowe). Ponieważ protony tak naprawdę nie unoszą się same w roztworze, hydroniu jest bardziej technicznie poprawnym sposobem mówienia o protonach w roztworze wodnym. Baza Arrheniusa zwiększa stężenie OH- jony.
Przykładem kwasu Arrheniusa jest zatem HCl. Gdy HCl dysocjuje w roztworze, wzrasta stężenie jonów hydroniowych. Przykładem zasady Arrheniusa jest NaOH. Kiedy NaOH dysocjuje w wodzie, zwiększa stężenie jonów wodorotlenowych.
Zgodnie z definicją Arrheniusa: Kwasy uwalniają proton, czyli H+, w wodzie. Zasady uwalniają jon wodorotlenowy, OH-, w wodzie.
Jak wspomniano wcześniej, definicja kwasów i zasad według teorii Arrheniusa jest najwęższa, ponieważ dotyczy tylko roztworów wodnych.
Aby móc zdefiniować więcej reakcji, Brønsted-Lowry definicja skupia się na transferze protonów. Kwas Brønsteda-Lowry'ego to dowolny gatunek, który przekazuje proton innej cząsteczce. Zasada Brønsteda-Lowry'ego to dowolny gatunek, który przyjmuje proton z innej cząsteczki.
Wreszcie Chwytak definicja to najszersza definicja kwasów i zasad. Tak jak kwas Arrheniusa jest kwasem Brønsteda-Lowry'ego, tak kwas Brønsteda-Lowry'ego jest kwasem Lewisa.
W definicji Lewisa kwasy są akceptorami par elektronów. W wyniku tego kwas może tworzyć wiązanie kowalencyjne z tym, co dostarcza elektrony. Bazy są dawcami par elektronów.
Wskazówki
- Kwas Arrheniusa zwiększa stężenie H+.
- Baza Arrheniusa zwiększa stężenie OH- jony.
- Kwas Brønsteda-Lowry'ego to dowolny gatunek, który przekazuje proton innej cząsteczce. Zasada Brønsteda-Lowry'ego to dowolny gatunek, który przyjmuje proton z innej cząsteczki.
- Kwas Lewisa jest akceptorem par elektronów. Zasada Lewisa jest dawcą pary elektronów.
Sztuczki na zapamiętywanie różnicy
Wspaniałą rzeczą w nazwach tych definicji jest to, że są one ułożone alfabetycznie, od najwęższej do najszerszej definicji. Pamiętaj, że:
ZAreniusz < brønsted-Lowry < Lewis
Tak więc pierwsza definicja jest najwęższa. Arrhenius mówi tylko o roztworach wodnych oraz o tym, czy substancja zwiększa stężenie jonów hydroniowych lub wodorotlenowych. Następna jest Brønsted-Lowry, która wskazuje, że każda substancja przekazująca proton jest kwasem, a wszystko, co go przyjmuje, jest zasadą. Wreszcie definicja Lewisa jest najszersza, stwierdzając, że każdy akceptor pary elektronów jest kwasem Lewisa, a donorem pary elektronów jest zasada Lewisa.
Kolejna sztuczka jest taka: w Arrhenius chodzi o piątki. Arrhenius zajmuje się kwasem AH (zabawny sposób powiedzenia „kwas”). Tutaj pierwsze A to Arrhenius, a H to jon wodorowy lub hydroniowy, ponieważ definicja Arrheniusa dotyczy przede wszystkim wzrostu stężenia jonów wodorowych.
Aby przypomnieć sobie definicję Lewisa, pamiętaj, że L oznacza Lewisa, a E oznacza elektrony (LEwis). Definicja Lewisa dotyczy przede wszystkim ruchu elektronów.
Kiedy już masz te dwie rzeczy, wiesz, że ta, która została (definicja Brønsteda-Lowry'ego) dotyczy oddawania protonów.