Bronsted Lowry vs Arrhenius
A savak és a bázisok két fontos fogalom a kémiában. Ellentmondásos tulajdonságaik vannak. Általában egy savat azonosítunk protondonorként. A savak savanyú ízűek. A limelé, az ecet két sav, amellyel otthonunkban találkozunk. Reakcióba lépnek bázisokkal, vizet termelve, és reakcióba lépnek fémekkel is H2; így növeli a fémek korróziós sebességét. A savak disszociációs és protontermelő képességük alapján két csoportra oszthatók. Az olyan erős savak, mint a HCl, HNO3 teljesen ionizálódnak az oldatban, és protonokat képeznek. A gyenge savak, mint a CH3COOH, részben disszociálnak, és kevesebb protont adnak. Ka a savas disszociációs állandó. Jelzi a gyenge sav protonjának elvesztésének képességét. Annak ellenőrzésére, hogy egy anyag sav-e vagy sem, számos indikátort használhatunk, például lakmuszpapírt vagy pH-papírt. A pH skálán 1-6 savat képviselnek. Egy pH 1-es savról azt mondják, hogy nagyon erős, és a pH-érték növekedésével a savasság csökken. Sőt, a savak kék lakmuszt vörössé változtatnak.
Az alapok csúszós szappanszerű érzetűek és keserű ízűek. Könnyen reagálnak savakkal, víz- és sómolekulákat képezve. A marószóda, az ammónia és a szódabikarbóna néhány gyakori bázis, amellyel nagyon gyakran találkozunk. A bázisok disszociációs és hidroxidion-képző képességük alapján két csoportba sorolhatók. Az olyan erős bázisok, mint a NaOH és a KOH, teljesen ionizálódnak az oldatban, így ionokat képeznek. A gyenge bázisok, mint például az NH3 részlegesen disszociálnak, és kevesebb mennyiségű hidroxidiont adnak. Kb az alap disszociációs állandó. Jelzi a gyenge bázis hidroxidionjainak elvesztését. A magasabb pKa értékkel rendelkező savak (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-papírt. A bázisok pH-értéke 7-nél magasabb, és a vörös lakmusz kékre változik.
A fenti jellemzőkön kívül más jellemzők alapján is azonosítani tudjuk a savakat és bázisokat. A savakat és bázisokat többféleképpen határozták meg különböző tudósok, például Bronsted, Lewis és Arrhenius.
Bronsted Lowry
A Bronsted a bázist olyan anyagként határozza meg, amely képes protont fogadni, a savat pedig protont kibocsátó anyagként. Bronsted 1923-ban terjesztette elő ezt az elméletet. Ugyanakkor Thomas Lowry önállóan is bemutatta ugyanezt az elméletet. Ezért ez a meghatározás Bronsted-Lowry definícióként ismert.
Arrhenius
Svante Arrhenius, egy svéd tudós, az 1800-as évek végén javasolta a savakra és bázisokra vonatkozó elméletét. Az Arrhenius-definíció szerint egy vegyületnek rendelkeznie kell hidroxid-anionnal, és képesnek kell lennie arra, hogy azt hidroxidionként adja át bázissá. És egy vegyületnek rendelkeznie kell hidrogénnel, és képesnek kell lennie arra, hogy protonként adja át, hogy sav legyen. Tehát a HCl egy Arrhenius-sav, a NaOH pedig egy Arrhenius-bázis. Ez az elmélet segít megmagyarázni a vízképződést a 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 hidroxidion donor.
• Az Arrhenius-elmélet nem magyarázza meg, hogy egyes anyagok, például a nátrium-hidrogén-karbonát miért működhetnek bázisként. De a Bronsted Lowry-elmélet megmagyarázhatja ezt.
