Antes de memorizar as diferenças entre as várias definições de ácidos e bases, dê uma olhada nas próprias definições. Depois de familiarizado com eles, você pode prosseguir para memorizar as distinções específicas.
O seguinte irá ajudá-lo a definir e diferenciar Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Ácidos e bases de Lewis.
Definições de ácidos e bases
Existem múltiplas definições de ácidos e bases. A definição mais restrita é a definição da teoria de Arrhenius, que se preocupa principalmente com soluções aquosas.
A Arrhenius ácido aumenta a concentração de H+ ou H3O+ (hidrônio) íons. Como os prótons realmente não flutuam sozinhos na solução, o hidrônio é a maneira mais tecnicamente correta de falar sobre prótons na solução aquosa Uma base de Arrhenius aumenta a concentração de OH- íons.
Um exemplo de um ácido de Arrhenius é, portanto, o HCl. Quando o HCl se dissocia em solução, a concentração do íon hidrônio aumenta. Um exemplo de uma base de Arrhenius é o NaOH. Quando o NaOH se dissocia na água, aumenta a concentração de íons hidróxido.
Pela definição de Arrhenius: os ácidos liberam um próton, ou H+, na água. As bases liberam um íon hidróxido, OH-, na água.
Como afirmado anteriormente, a definição da teoria de Arrhenius de ácidos e bases é a mais estreita, uma vez que discute apenas soluções aquosas.
Para ser capaz de definir mais reações, o Brønsted-Lowry a definição se concentra na transferência de prótons. Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que doa um próton para outra molécula. Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que aceita um próton de outra molécula.
finalmente, o Lewis definição é a definição mais ampla de ácidos e bases. Assim como um ácido de Arrhenius é um ácido de Brønsted-Lowry, um ácido de Brønsted-Lowry é um ácido de Lewis.
Na definição de Lewis, os ácidos são aceitadores de pares de elétrons. Como resultado disso, o ácido é capaz de formar uma ligação covalente com tudo o que fornece os elétrons. As bases são doadoras de pares de elétrons.
Pontas
- Um ácido de Arrhenius aumenta a concentração de H+.
- Uma base de Arrhenius aumenta a concentração de OH- íons.
- Um ácido de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que doa um próton para outra molécula. Uma base de Brønsted-Lowry é qualquer espécie que aceita um próton de outra molécula.
- Um ácido de Lewis é um aceitador de par de elétrons. Uma base de Lewis é um doador de pares de elétrons.
Truques para lembrar a diferença
A grande vantagem dos nomes dessas definições é que estão em ordem alfabética, da definição mais restrita à mais ampla. Se você pode ter em mente que:
UMArrhenius < Brønsted-Lowry < euEwis
Portanto, a primeira definição é a mais restrita. Arrhenius fala apenas sobre soluções aquosas e se uma substância aumenta ou não a concentração do íon hidrônio ou hidróxido. O próximo é Brønsted-Lowry, que indica que qualquer substância que doa um próton é um ácido e qualquer substância que o aceita é uma base. Finalmente, a definição de Lewis é a mais ampla, afirmando que qualquer aceptor de par de elétrons é um ácido de Lewis, e um doador de par de elétrons é uma base de Lewis.
Outro truque é este: Arrhenius é tudo sobre os A's. Arrhenius está preocupado com AH ACID (uma forma divertida de dizer “um ácido”). Aqui, o primeiro A é Arrhenius e o H é um íon hidrogênio ou hidrônio, uma vez que a definição de Arrhenius diz respeito principalmente a um aumento na concentração do íon hidrogênio.
Para lembrar a definição de Lewis, lembre-se de que o L é para Lewis e o E é para elétrons (LEwis). A definição de Lewis preocupa-se principalmente com o movimento dos elétrons.
Uma vez que você tenha captado esses dois, você sabe que o que resta (definição de Brønsted-Lowry) está preocupado com a doação de prótons.