Înainte de a memora diferențele dintre diferitele definiții ale acizilor și bazelor, aruncați o privire mai atentă asupra definițiilor în sine. Odată familiarizați cu ei, puteți trece la memorarea distincțiilor specifice.
Următoarele vă vor ajuta să definiți și să diferențiați Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Acizi și baze Lewis.
Definiții ale acizilor și bazelor
Sunt definiții multiple de acizi si baze. Cea mai restrânsă definiție este definiția teoriei Arrhenius, care se referă în primul rând la soluțiile apoase.
Un Arrhenius acidul crește concentrația de H+ sau H3O+ (hidroniu) ioni. Întrucât protonii nu plutesc cu adevărat în soluție singuri, hidroniul este modul cel mai corect din punct de vedere tehnic de a vorbi despre protoni în soluție apoasă. O bază Arrhenius mărește concentrația de OH- ioni.
Un exemplu de acid Arrhenius este astfel HCl. Când HCI se disociază în soluție, concentrația ionilor de hidroniu crește. Un exemplu de bază Arrhenius este NaOH. Când NaOH se disociază în apă, crește concentrația de ioni hidroxid.
Prin definiția Arrhenius: Acizii eliberează un proton sau H+, in apa. Bazele eliberează un ion hidroxid, OH-, in apa.
După cum sa menționat anterior, definiția teoriei Arrhenius a acizilor și a bazelor este cea mai îngustă, deoarece discută doar soluțiile apoase.
Pentru a putea defini mai multe reacții, Brønsted-Lowry definiția se concentrează pe transferul de protoni. Un acid Brønsted-Lowry este orice specie care donează un proton unei alte molecule. O bază Brønsted-Lowry este orice specie care acceptă un proton de la o altă moleculă.
În cele din urmă, Lewis definiția este cea mai largă definiție a acizilor și a bazelor. La fel cum un acid Arrhenius este un acid Brønsted-Lowry, un acid Brønsted-Lowry este un acid Lewis.
În definiția lui Lewis, acizii sunt acceptori de perechi de electroni. Ca urmare, acidul este capabil să formeze o legătură covalentă cu orice furnizează electronii. Bazele sunt donatori de perechi de electroni.
sfaturi
- Un acid Arrhenius crește concentrația de H+.
- O bază Arrhenius mărește concentrația de OH- ioni.
- Un acid Brønsted-Lowry este orice specie care donează un proton unei alte molecule. O bază Brønsted-Lowry este orice specie care acceptă un proton de la o altă moleculă.
- Un acid Lewis este un acceptor de perechi de electroni. O bază Lewis este un donator de perechi de electroni.
Trucuri pentru amintirea diferenței
Marele lucru despre numele acestor definiții este că acestea sunt în ordine alfabetică, trecând de la definiția cea mai îngustă la cea mai largă. Dacă puteți reține că:
Arrhenius < Brønsted-Lowry < Lewis
Deci, prima definiție este cea mai îngustă. Arrhenius vorbește doar despre soluții apoase și dacă o substanță crește sau nu concentrația de ion de hidroniu sau hidroxid. Urmează Brønsted-Lowry, care indică faptul că orice substanță care donează un proton este un acid, iar orice lucru care îl acceptă este o bază. În cele din urmă, definiția lui Lewis este cea mai largă, afirmând că orice acceptor de perechi de electroni este un acid Lewis, iar un donator de perechi de electroni este o bază Lewis.
Un alt truc este acesta: Arrhenius se referă la A. Arrhenius este preocupat de AH ACID (un mod distractiv de a spune „un acid”). Aici, primul A este Arrhenius și H este un ion hidrogen sau hidroniu, deoarece definiția Arrhenius se referă în primul rând la o creștere a concentrației ionilor de hidrogen.
Pentru a aminti definiția lui Lewis, amintiți-vă că L este pentru Lewis și E este pentru electroni (LEwis). Definiția lui Lewis se referă în primul rând la mișcarea electronilor.
După ce le-ai doborât, știi că cel rămas (definiția lui Brønsted-Lowry) se referă la donarea de protoni.