definition is generally known as th

definition is generally known as the Brønsted–Lowry concept. The dissociation of an
acid HA in a solvent S can be written as an acid–base equilibrium [Eq. (1.1)].
HA + S A− + SH+ ð1:1Þ
The ionization of the acid HA in solvent S leads to a new acid HSþ and a base A
.
Equation (1.1) has a very wide scope and can be very well applied to neutral and
positively and negatively charged acid systems. The acid–base pair that differs only by
a proton is referred to as the conjugate acid–base pair. Thus, H2O is the conjugate base
of the acid H3Oþ. An obvious consequence of the concept is that the extent to which an
acid ionizes depends on the basicity of the solvent in which the ionization takes place.
This shows the difficulty in establishing an absolute acidity scale. Acidity scales are
energy scales, and thus they are arbitrary with respect to both the reference point and
the magnitude of units chosen.
Fortunately, many of the common solvents by themselves are capable of acting
as acids and bases. These amphoteric or amphiprotic solvents undergo self-ionization
[e.g., Eqs. (1.2) and (1.3)], which can be formulated in a general way as in Eq. (1.4).
2 H2O H3O+ + OH− ð1:2Þ
2 HF H2F+ + F− ð1:3Þ
2 HA H2A+ + A− ð1:4Þ
This equilibrium is characterized by the autoprotolysis constant Kap, which under
the usual high dilution conditions can be written as in Eq. (1.5).
Kap ¼ ½H2A þ ½A
ð1:5Þ
Indeed the extent of dissociation of the solvent is very small (in HF, Kap 10 –11;
in H2O, Kap ¼ 10 –14). The pKap value that gives the acidity range will be discussed
later.
G.N. Lewis extended and generalized the acid–base concept to nonprotonic
systems.5,6 He defined an acid as a substance that can accept electrons and defined a
base as a substance that can donate electrons. Lewis acids are electron-deficient
molecules or ions such as BF3 or carbocations, whereas Lewis bases are molecules
that contain readily available nonbonded electron pairs (as in ethers, amines, etc.)
[Eq. (1.6)].
B

Kết quả (Việt) 1:

định nghĩa thường được gọi là khái niệm Brønsted-Lowry. Phân ly của mộtaxit HA trong dung môi S có thể được viết như là một cân bằng axit-bazơ [Eq. (1.1)].Hà S A− + SH + ð1:1ÞSự ion hóa acid HA trong dung môi S dẫn đến một axit mới HSþ và A cơ sở.Phương trình (1.1) có một phạm vi rất rộng và có thể được áp dụng rất tốt cho trung tính vàtích cực và tiêu cực tính axit hệ thống. Cặp axit-bazơ khác với chỉ bởimột proton được gọi là cặp axit-bazơ liên hợp. Vì vậy, H2O là bazơ liên hợpcủa H3Oþ axit. Một hệ quả rõ ràng của khái niệm là mức độ mà mộtaxit hằng phụ thuộc vào bazơ của dung môi trong đó sự ion hóa diễn ra.Điều này cho thấy những khó khăn trong việc thiết lập một quy mô tuyệt đối độ chua. Axit vảyquy mô năng lượng, và do đó họ là tùy ý đối với cả hai điểm tham chiếu vàtầm quan trọng của đơn vị được lựa chọn.May mắn thay, nhiều người trong số các dung môi phổ biến của mình có khả năng diễn xuấtnhư axit và bazơ. Các dung môi hợp hoặc amphiprotic trải qua tự ion hóa[ví dụ: Eqs. (1,2) và (1,3)], mà có thể được xây dựng trong một cách tổng quát như trong Eq. (1,4).2 H2O H3O + + OH− ð1:2Þ2 HF H2F + + F− ð1:3Þ2 các Hà H2A + + A− ð1:4ÞCân bằng này được đặc trưng bởi hằng số autoprotolysis Kap, mà theoCác điều kiện bình thường pha loãng cao có thể được viết như trong Eq. (1.5).Kap ¼ ½H2A þ ½A ð1:5ÞThực sự trong phạm vi của các phân ly của dung môi là rất nhỏ (trong HF, Kap 10 –11;trong H2O, Kap ¼ 10 –14). Giá trị pKap cho phạm vi tính axit sẽ được thảo luậnsau đó.Gn Lewis mở rộng và tổng quát hóa khái niệm axit-bazơ để nonprotonicSystems.5,6, ông định nghĩa một acid là một chất có thể chấp nhận điện tử và xác định mộtcơ sở là một chất có thể tặng điện tử. Axit Lewis là thiếu điện tửphân tử hoặc ion chẳng hạn như BF3 hoặc cacbocation, trong khi Lewis căn cứ là các phân tửcó chứa cặp điện tử sẵn nonbonded (như trong ête, amin, vv)[Eq. (1. 6)].B

Kết quả (Việt) 2:

định nghĩa thường được biết đến như là khái niệm Bronsted-Lowry. Các phân ly của một
HA axit trong một dung môi S có thể được viết như là một trạng thái cân bằng acid-base [Eq. (1.1)].
HA + SA- + SH + D1: 1th
Sự ion hóa của axit HA trong dung môi S dẫn đến một axit mới HSþ và một cơ sở A ?.
phương trình (1.1) có một phạm vi rất rộng và có thể được áp dụng rất tốt để trung hòa và
hệ thống axit tích cực và tiêu cực phí. Các cặp acid-base mà chỉ khác nhau bởi
một proton được gọi là các cặp liên hợp acid-base. Như vậy, H2O là bazơ liên hợp
của axit H3Oþ. Một hệ quả tất yếu của khái niệm là mức độ mà một
axit ion hóa phụ thuộc vào tánh chất diêm cơ của dung môi trong đó các ion hóa diễn ra.
Điều này cho thấy sự khó khăn trong việc thiết lập một quy mô axit tuyệt đối. Vảy độ chua là
quy mô năng lượng, và do đó họ là tùy ý đối với cả các điểm tham chiếu và với
mức độ của các đơn vị lựa chọn.
May mắn thay, nhiều người trong các dung môi phổ biến bởi chính họ là khả năng hoạt động
như axit và bazơ. Những dung môi lưỡng tính hoặc amphiprotic trải tự ion hóa
[ví dụ, phương trình. (1.2) và (1.3)], mà có thể được xây dựng một cách tổng quát như trong phương trình. . (1.4)
2 H2O H3O + + OH- D1: 2th
2 HF H2F + + F- D1: 3th
2 HA H2A + + A- D1: 4
trạng thái cân bằng này được đặc trưng bởi các autoprotolysis hằng Kap, mà theo
các điều kiện pha loãng cao thông thường có thể được viết như trong phương trình. (1.5).
Kap ¼ ½H2A þ ½A? D1: 5
Thật vậy mức độ phân ly của dung môi là rất nhỏ (HF, Kap 10 -11;
trong H2O, Kap ¼ 10 -14). Các pKap giá trị cung cấp cho các phạm vi axit sẽ được thảo luận
sau đó.
GN Lewis mở rộng và khái quát các khái niệm axit-bazơ để nonprotonic
systems.5,6 Ông đã xác định một loại axit như là một chất có thể chấp nhận electron và xác định một
cơ sở như là một chất có thể tặng electron. Axit Lewis là electron thiếu
phân tử hoặc ion như BF3 hoặc cacbocation, trong khi các căn cứ Lewis là những phân tử
có chứa cặp electron nonbonded sẵn (như trong ete, amin, vv)
[Eq. (1.6)].
B