Qual è la differenza tra acidi e basi di Arrhenius, bronsted-lowry e Lewis?

In Arrhenius, siamo limitati ai casi in cui l'acqua è il solvente (questo è assunto da Arrhenius). Un acido si dissolverà in acqua per produrre #H^+# ioni, mentre una base si dissolverà in acqua per produrre #OH^-# ioni.

Bronsted e Lowry affermano che un acido è qualsiasi sostanza che donerà un protone (che significa un #H^+# ion). Ciò include il caso in cui la donazione del protone viene fatta a una molecola d'acqua (che include quindi tutto ciò che Arrhenius avrebbe considerato), ma consente la donazione di protoni a molte altre sostanze, aprendo la porta a reazioni generali acido-base (protone- reazioni di trasferimento) come

#HCl + NH_3 rarr NH_4^+ + Cl^-#

(Bronsted e Lowry cambiano anche il nostro modo di pensare a ciò che rende una sostanza una base. Tutto ciò che serve è che una particella (atomo, molecola o ione) sia in grado di acquisire un protone e che quella particella sia una base. Scopri il ruolo di #NH_3# sopra)

La definizione di Lewis si spinge oltre affermando che un acido è una sostanza che può ricevere una coppia di elettroni (che significa la coppia solitaria di una particella) e che una base è una sostanza che può donare una coppia sola.

Ancora una volta, questa definizione include tutti i casi che rientrano nello schema BL, perché il #H^+# protone Bronsted e Lowry si riferiscono a è un protone con un orbitale vuoto. Questo orbitale può legarsi con la coppia solitaria di una particella come la molecola di ammoniaca (l'atomo N ha un orbitale pieno non utilizzato per legarsi ai tre atomi di H, quindi una coppia solitaria).

Tuttavia, Lewis include anche casi in cui il #H^+# il protone non è la particella che viene trasferita, e quindi amplia il concetto di acidi e basi per includere molti più casi. Per esempio

#BF_3 + F^-# #rarr BF_4^-#

non sarebbe una reazione acido-base secondo Bronsted-Lowry, ma si qualifica nel senso di Lewis.