Bronsted Lowry vs Arrhenius
A savak és bázisok a kémia két fontos fogalma. Ellentmondásos tulajdonságokkal rendelkeznek. Egy savat általában proton donorként azonosítunk. A savak savanykás ízűek. A lime juice, az ecet két sav, amelyekkel otthonunkban találkozhatunk. Vizet termelő bázisokkal reagálnak, és fémekkel is reakcióba lépnek H 2 képződésével; így növeli a fémkorrózió mértékét. A savak ketté oszthatók, attól függően, hogy képesek-e elkülönülni és protonokat termelni. Az erős savakat, például a HCl-t és a HNO 3-ot oldatban teljesen ionizálva protonokat kapunk. A gyenge savak, mint a CH 3 COOH, részben disszociálnak, és kevesebb mennyiségű protont adnak. K aa sav disszociációs állandója. Ez jelzi a gyenge sav protonjának elvesztésére való képességet. Annak ellenőrzésére, hogy egy anyag sav-e vagy sem, számos mutatót használhatunk, például lakmuszpapírt vagy pH-értékű papírt. A pH-skálában 1-6 sav képződik. Egy 1-es pH-értékű savról azt mondják, hogy nagyon erős, és a pH-érték növekedésével a savasság csökken. Sőt, a savak a kék lakmuszot vörösre változtatják.
Az alapoknak csúszós szappanszerű érzése és keserű íze van. Könnyen reagálnak a savakat képző víz- és sómolekulákkal. A maró nátrium, az ammónia és a szódabikarbóna a leggyakrabban előforduló bázisok egyike. A bázisokat a hidroxidionok disszociálódására és termelésére való képességük alapján két csoportba lehet sorolni. Az erős bázisokat, például a NaOH és a KOH oldatokat teljesen ionizálva ionokat kapunk. Gyenge bázisok, mint NH 3 részben disszociált és így kevesebb mennyiségű hidroxid-ionok. K b az alap disszociációs állandó. Jelzi a gyenge bázis hidroxidionjainak elvesztésére való képességet. Magasabb pK értékű savak aértéke (több mint 13) gyenge savak, de konjugált bázisaikat erős bázisoknak tekintik. Annak ellenőrzésére, hogy egy anyag bázis-e vagy sem, számos mutatót használhatunk, például lakmuszpapírt vagy pH-értékű papírt. Az alapok pH-értéke 7-nél magasabb, és a vörös lakmusz kékre vált.
A fenti jellemzőktől eltekintve a savakat és bázisokat néhány egyéb jellemző alapján azonosíthatjuk. A savakat és bázisokat különféle tudósok, például Bronsted, Lewis és Arrhenius határozzák meg többféleképpen.
Bronsted Lowry
Bronsted a bázist olyan anyagként definiálja, amely protont képes elfogadni, a savat pedig olyan anyagként, amely protont képes kibocsátani. Bronsted ezt az elméletet adta elő 1923-ban. Ugyanakkor Thomas Lowry függetlenül ugyanazt az elméletet mutatta be. Ezért ezt a definíciót Bronsted-Lowry definíciónak nevezik.
Arrhenius
Svante Arrhenius, svéd tudós, az 1800-as évek végén javasolta elméletét a savakról és bázisokról. Az Arrhenius-definíció szerint egy vegyületnek rendelkeznie kell hidroxid-anionnal, és képesnek kell lennie arra, hogy hidroxidionként bázisként adományozza. A vegyületeknek pedig hidrogénnel kell rendelkezniük, és képesnek kell lenniük arra, hogy protonként savként adományozzák őket. Tehát a HCl egy Arrhenius-sav, a NaOH pedig az Arrhenius-bázis. Ez az elmélet segít megmagyarázni a víz képződését egy sav-bázis semlegesítési reakció során.
Mi a különbség Bronsted Lowry és Arrhenius között?
• A Bronsted-Lowry elmélet szerint a bázis proton akceptor. Az Arrhenius-elmélet szerint a bázis egy hidroxidion-donor.
• Az Arrhenius-elmélet nem magyarázza meg, hogy egyes anyagok, például a nátrium-hidrogén-karbonát, miért képesek bázisként viselkedni. De Bronsted Lowry elmélete ezt elszámolhatja.
