Asit ve bazların çeşitli tanımları arasındaki farkları ezberlemeden önce, tanımların kendilerine daha yakından bakın. Onlara aşina olduktan sonra, belirli ayrımları ezberlemeye geçebilirsiniz.
Aşağıdakiler, Arrhenius ile Arrhenius'u tanımlamanıza ve ayırmanıza yardımcı olacaktır Brønsted-Lowry vs. Lewis asitleri ve bazları.
Asit ve Bazların Tanımları
Var çoklu tanım asit ve bazlardan oluşur. En dar tanım, öncelikle sulu çözeltilerle ilgili olan Arrhenius teorisi tanımıdır.
bir Arrhenius asit H konsantrasyonunu arttırır+ veya H3Ö+ (hidronyum) iyonları. Protonlar kendi başlarına çözelti içinde yüzer gibi olmadığından, sulu çözeltideki protonlardan bahsetmenin teknik olarak daha doğru yolu hidronyumdur. Bir Arrhenius bazı OH konsantrasyonunu arttırır- iyonlar.
Bir Arrhenius asidinin bir örneği bu nedenle HCl'dir. HCl çözeltide ayrıştığında hidronyum iyon konsantrasyonu artar. Arrhenius bazının bir örneği NaOH'dir. NaOH suda ayrıştığında, hidroksit iyonlarının konsantrasyonunu arttırır.
Arrhenius tanımına göre: Asitler bir proton ya da H salgılar.
+, Suda. Bazlar bir hidroksit iyonu serbest bırakır, OH-, Suda.Daha önce belirtildiği gibi, asit ve bazların Arrhenius teorisi tanımı, yalnızca sulu çözeltileri tartıştığı için en dar olanıdır.
Daha fazla reaksiyon tanımlayabilmek için, Bronsted-Lowry tanım proton transferine odaklanır. Bir Brønsted-Lowry asidi, başka bir moleküle proton veren herhangi bir türdür. Bir Brønsted-Lowry bazı, başka bir molekülden proton alan herhangi bir türdür.
Son olarak, lewis tanım, asit ve bazların en geniş tanımıdır. Arrhenius asidinin bir Brønsted-Lowry asidi olması gibi, bir Brønsted-Lowry asidi de bir Lewis asididir.
Lewis tanımında asitler elektron çifti alıcılarıdır. Bunun bir sonucu olarak asit, elektronları sağlayan her şeyle kovalent bir bağ oluşturabilir. Bazlar elektron çifti vericileridir.
İpuçları
- Bir Arrhenius asidi H konsantrasyonunu arttırır+.
- Bir Arrhenius bazı OH konsantrasyonunu arttırır- iyonlar.
- Bir Brønsted-Lowry asidi, başka bir moleküle proton veren herhangi bir türdür. Bir Brønsted-Lowry bazı, başka bir molekülden proton alan herhangi bir türdür.
- Bir Lewis asidi bir elektron çifti alıcısıdır. Bir Lewis bazı, bir elektron çifti vericisidir.
Farkı Hatırlamak İçin Püf Noktaları
Bu tanımların isimlerinin en güzel yanı, en dar tanımdan en geniş tanıma doğru alfabetik sırada olmalarıdır. Şunu aklında tutabilirsen:
birrhenius < Brønsted-Lowry < Liblis
Yani, ilk tanım en dar olanıdır. Arrhenius sadece sulu çözeltilerden ve bir maddenin hidronyum veya hidroksit iyon konsantrasyonunu artırıp artırmadığından bahseder. Sıradaki Brønsted-Lowry, proton veren herhangi bir maddenin bir asit olduğunu ve onu kabul eden her şeyin bir baz olduğunu gösterir. Son olarak, Lewis tanımı, herhangi bir elektron çifti alıcısının bir Lewis asidi ve bir elektron çifti vericisinin bir Lewis bazı olduğunu belirten en geniş tanımdır.
Başka bir numara da şudur: Arrhenius tamamen A'larla ilgilidir. Arrhenius, AH ACID ("asit" demenin eğlenceli bir yolu) ile ilgilidir. Burada, ilk A, Arrhenius'tur ve H, bir hidrojen veya hidronyum iyonudur, çünkü Arrhenius tanımı öncelikle hidrojen iyonu konsantrasyonundaki bir artışla ilgilidir.
Lewis tanımını hatırlamak için L'nin Lewis ve E'nin elektronlar için olduğunu unutmayın (LEbilge). Lewis tanımı öncelikle elektronların hareketi ile ilgilidir.
Bu ikisini indirdikten sonra, geriye kalanın (Brønsted-Lowry tanımı) proton bağışıyla ilgili olduğunu bilirsiniz.