definicja Arrheniusa kwasów i zasad
w 1884 roku Szwedzki chemik Svante Arrhenius zaproponował dwie szczegółowe klasyfikacje związków, określane jako kwasy i zasady. Po rozpuszczeniu w roztworze wodnym niektóre jony zostały uwolnione do roztworu. Definicja Arrheniusa reakcji kwasowo-zasadowych jest rozwinięciem „wodorowej teorii kwasów”., W 1884 r.Arrhenius wspólnie z Friedrichem Wilhelmem Ostwaldem ustalił obecność jonów w roztworze wodnym. Dzięki temu Arrhenius otrzymał w 1903 roku Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii.
\
\
definicje kwasowości i zasadowości Arrheniusa są ograniczone do roztworów wodnych i odnoszą się do stężenia jonów solwatowanych. Zgodnie z tą definicją czyste \(H_2SO_4\) lub \(HCl\) rozpuszczone w toluenie nie są kwaśne, pomimo faktu, że oba te kwasy oddają proton toluenowi., Ponadto zgodnie z definicją Arrheniusa roztwór amidu sodu (\(NaNH_2\)) w ciekłym amoniaku nie jest alkaliczny, pomimo faktu, że Jon amidowy (\(NH^-_2\)) łatwo deprotonuje amoniak. Tak więc definicja Arrheniusa może opisywać tylko kwasy i zasady w środowisku wodnym.
ograniczenie definicji Arrheniusa kwasów i zasad
definicja Arrheniusa może opisywać tylko kwasy i zasady w środowisku wodnym.,
w chemii kwasy i zasady zostały inaczej zdefiniowane przez trzy zestawy teorii: jedną z nich jest definicja Arrheniusa zdefiniowana powyżej, która obraca się wokół idei, że kwasy są substancjami, które jonizują (rozpadają się) w roztworze wodnym w celu wytworzenia jonów wodoru (\(H^+\)), podczas gdy zasady wytwarzają jony wodorotlenku (\(OH^-\)) w roztworze., Pozostałe dwie definicje są szczegółowo omówione w rozdziale I obejmują definicję Brønsteda-Lowry ' ego definiuje kwasy jako substancje oddające protony (\(H^+\)), podczas gdy zasady są substancjami akceptującymi protony, a teoria Lewisa kwasów i zasad stwierdza, że kwasy są akceptorami par elektronowych, podczas gdy zasady są donorami par elektronowych.