Jaka definicja kwasów i zasad podkreśla rolę protonów?

Odpowiedź:

Dotyczy to Bronsted-Lowry kwasy i zasady.

Wyjaśnienie:

ZA Kwas Bronsted-Lowry jest zdefiniowany jako proton dawca.

Na przykład.

# H_2SO_4 # + # H_2O # -----> # HSO_4 ^ -1 # + # H_3O ^ + #

Tutaj jest jasne, że kwas siarkowy (# H_2SO_4 #) stracił proton i darowane to do wody (# H_2O #), tworząc w ten sposób jon hydroksoniowy (# H_3O ^ + #). Tak więc kwas siarkowy jest a silny Kwas Bronsted-Lowry o pH około 2, który zmieni czerwony papier lakmusowy na czerwony.

ZA Baza Bronsted-Lowry jednak jest protonem akceptor.

Na przykład:

# NH_3 # + # H_2O # -----> # NH_4 ^ + # + #OH ^ - #

Tutaj jest jasne, że amoniak (# NH_3 #) przyjęty proton z wody, aby utworzyć jon amonowy (# NH_4 ^ + #) i a jon wodorotlenku (#OH ^ - #).

Teraz, jeśli przyjrzysz się bliżej pierwszemu równaniu, obejmującemu kwas siarkowy, przekonasz się, że woda działa jak baza kształtować # H_3O ^ + # z # H_2O #. To przyjęty proton.

A jeśli spojrzysz na drugie równanie, obejmujące amoniak, woda działa jak kwas i formowanie #OH ^ - # z # H_2O #. To ma darowane proton!

W ten sposób woda może działać jako obie, kwas i zasada. Mówimy, że woda jest amfoteryczny.

Jakie są typowe błędy popełniane przez uczniów w związku z dysocjacją kwasów i zasad?

Sprawdź wyjaśnienie. Dysocjacja lub asocjacja protonów odbywa się pojedynczo, a nie jednocześnie. Nie H_3PO_4 hArr 3H ^ + + PO_4 ^ (3-) ale H_3PO_4 hArr H ^ + + H_2PO_4 ^ - H_2PO_4 ^ - hArr H ^ + + HPO_4 ^ (2-) HPO_4 hArr H ^ + + PO_4 ^ (3-) Nie NH_2 ^ (-) + 2H ^ + hArr NH_4 ^ + ale NH_2 ^ (-) + H ^ + hArr NH_3 NH_3 + H ^ + hArr NH_4 ^ + Niektóre gatunki są amfoteryczne, co oznacza, że mogą działać jako kwas lub zasada (np. woda i amoniak). NH_3 + H_3O ^ + hArr NH_4 ^ + + H_2O Silne kwasy i zasady całkowicie dysocjują. Pamiętaj, że tylko pierwszy proton dla H_2SO_4 całkowicie się zdysocjuje. HSO_4 ^ - nie jest s

Jakie są przykłady dysocjacji kwasów i zasad?

Silny kwas lub zasada całkowicie się odłączy, co oznacza, że kwas utworzy dwa jony, H ^ + i jego sprzężoną zasadę. Silne kwasy całkowicie oddzielają się, ponieważ ich sprzężona zasada jest słabsza niż woda. Oznacza to, że w roztworze nie ma równowagi, po prostu dlatego, że zasady nie są wystarczająco „silne”, aby związać się z jonem H ^ +. To samo dotyczy mocnych zasad, ale mocna zasada zawiera jon OH-. HCl + H_2O -> H_3O ^ ++ Cl ^ - HBr + H_2O -> H_3O ^ + + Br ^ - NaOH -> Na ^ + + OH ^ - Mg (OH) _2 -> Mg ^ -2 + 2OH ^ - Słaby kwasy i zasady mają jednak zdolność wiązania się z jonami H ^ + po odłączeniu, d

Która definicja kwasów i zasad jest właściwa: Lewis czy Brønsted?

Obie definicje są poprawne. Żadna definicja nie jest błędna. Definicje są powiązane, ale odnoszą się do różnych zjawisk. Kwas Brønsteda jest dawcą protonów. Baza Brønsteda jest akceptorem protonów. Kwas Lewisa jest akceptorem pary elektronów. Zasada Lewisa jest donorem pary elektronów. Jeśli chcesz omówić reakcję w kategoriach transferów protonów, używasz definicji Brønsteda. Jeśli chcesz omówić reakcję w kategoriach transferów pary elektronów, korzystasz z definicji Lewisa.