Kako si zapomniti razliko med Arrhenius, Bronsted-Lowry in Lewis Acids an Bases

Preden si zapomnite razlike med različnimi definicijami kislin in baz, si podrobneje oglejte same definicije. Ko se z njimi seznanite, lahko nadaljujete s pomnjenjem posebnih razlik.

Naslednje vam bo pomagalo opredeliti in razlikovati Arrhenius vs. Brønsted-Lowry vs. Lewisove kisline in baze.

Obstajajo več definicij kislin in baz. Najožja definicija je definicija Arrheniusove teorije, ki se ukvarja predvsem z vodnimi raztopinami.

An Arrhenius kislina poveča koncentracijo H⁺ ali H₃O⁺ (hidronijevi) ioni. Ker protoni v resnici sami ne plavajo okoli v raztopini, je hidronij tehnično pravilnejši način za govor o protonih v vodni raztopini. Arrheniusova baza poveča koncentracijo OH^- ioni.

Primer arrenijeve kisline je torej HCl. Ko HCl disociira v raztopini, se koncentracija hidronijevih ionov poveča. Primer Arreniusove baze je NaOH. Ko NaOH disociira v vodi, poveča koncentracijo hidroksidnih ionov.

Po Arrheniusovi definiciji: kisline sproščajo proton ali H⁺v vodi. Baze sproščajo hidroksidni ion, OH^-v vodi.

Kot smo že omenili, je definicija Arrheniusove teorije kislin in baz najožja, saj obravnava samo vodne raztopine.

Da bi lahko opredelili več reakcij, Brønsted-Lowry definicija se osredotoča na prenos protona. Brønsted-Lowryjeva kislina je katera koli vrsta, ki da proton drugi molekuli. Brønsted-Lowryjeva baza je katera koli vrsta, ki sprejme proton iz druge molekule.

Končno, Lewis definicija je najširša definicija kislin in baz. Tako kot je Arreniusova kislina Brønsted-Lowryjeva kislina, je Brønsted-Lowryjeva kislina Lewisova kislina.

V Lewisovi definiciji so kisline akceptorji elektronskih parov. Kot rezultat tega lahko kislina tvori kovalentno vez s čimer oskrbuje elektrone. Baze so darovalci elektronskih parov.

• 1. Arrenijeva kislina poveča koncentracijo H^+.
  2. Arrheniusova baza poveča koncentracijo OH^- ioni.
  3. Brønsted-Lowryjeva kislina je katera koli vrsta, ki da proton drugi molekuli. Brønsted-Lowryjeva baza je katera koli vrsta, ki sprejme proton iz druge molekule.
  4. Lewisova kislina je akceptor elektronskih parov. Lewisova baza je darovalec elektronskih parov.

Odlična stvar imen teh opredelitev je, da so po abecednem vrstnem redu od najbolj ozke do najširše opredelitve. Če imate v mislih, da:

Arrhenius < Brønsted-Lowry < Lewis

Torej, prva opredelitev je najbolj ozka. Arrhenius govori le o vodnih raztopinah in o tem, ali snov poveča koncentracijo hidronija ali hidroksidnih ionov ali ne. Naslednja je Brønsted-Lowry, ki nakazuje, da je vsaka snov, ki da proton, kislina in vse, kar jo sprejme, je baza. Končno je Lewisova definicija najširša in navaja, da je kateri koli akceptor elektronskih parov Lewisova kislina, darovalec elektronskega para pa Lewisova baza.

Še en trik je ta: Arrhenius se ukvarja samo z A-ji. Arrhenius se ukvarja z AH KISLINO (zabaven način, kako reči "kislina"). Tu je prvi A Arrenius, H pa vodikov ali hidronijev ion, saj Arreniusova definicija zadeva predvsem povečanje koncentracije vodikovih ionov.

Če se želite spomniti Lewisove definicije, ne pozabite, da je L za Lewisa in E za elektrone (LEWis). Lewisova definicija se ukvarja predvsem z gibanjem elektronov.

Ko enkrat spravite dva, veste, da je tisti, ki je ostal (definicija Brønsted-Lowry), povezan z darovanjem protonov.