نمای کلی از اسیدها و پایه ها

در سال 1884 ، شیمیدان سوئدی Svante Arrhenius دو طبقه بندی خاص از ترکیبات را پیشنهاد کرد. اسیدها و پایه ها. هنگامی که در یک محلول آبی حل شد ، یون های خاصی در محلول آزاد شدند. اسید آرنیوس ترکیبی است که غلظت یون های H + را که هنگام اضافه شدن به آب وجود دارد ، افزایش می دهد. این یونهای H + یون هیدرونیوم را تشکیل می دهند (H₃o +) هنگامی که آنها با مولکول های آب ترکیب می شوند. این فرایند در یک معادله شیمیایی با اضافه کردن H نشان داده شده است₂o به طرف واکنش دهنده ها. [HCl_ RightArrow H^ + _ + cl^-_ ] در این واکنش ، اسید هیدروکلریک ( (HCl )) کاملاً در یون های هیدروژن (H +) و کلر (Cl -) جدا می شود و در نتیجه از این طریقانتشار یونهای H + به محلول. تشکیل معادله یون هیدرونیوم: [HCL_ + H_2O_ RIGHTARROW H_3O^ + _ + CL^-_ ] نظریه Arrhenius ، که ساده ترین و کمترین توصیف کلی اسیدها و پایه ها است ، شامل اسیدهایی مانند HCLO است₄و HBR و پایه هایی مانند (NaOH ) یا (mg (OH) _2 ). به عنوان مثال ، تفکیک کامل گاز (HBR ) در نتایج آب باعث ایجاد یون های رایگان (H_3O^+) می شود. [HBR_ + H_2O_ RightArrow H_3O^ + _ + Br^-_ ] این تئوری با موفقیت توصیف می کند که چگونه اسیدها و پایه ها با یکدیگر واکنش نشان می دهند تا آب و نمک درست کنند. با این حال ، این توضیح نمی دهد که چرا برخی از موادی که حاوی یون های هیدروکسید نیستند ، مانند (f^-) و (no_2^-) می توانند راه حل های اساسی در آب ایجاد کنند. تعریف Brønsted-Lowry از اسیدها و پایه ها این مشکل را برطرف می کند. یک پایه Arrhenius ترکیبی است که غلظت یون های OH را که هنگام اضافه شدن به آب اضافه می شوند ، افزایش می دهد. تفکیک توسط معادله زیر نشان داده شده است: [NaOH ؛(aq) Rightarrow na^+ ؛(aq) + OH^- ؛(aq) ] در این واکنش ، هیدروکسید سدیم (NaOH) هنگام حل شدن در آب به یون های سدیم (Na +) و هیدروکسید (OH -) جدا می شود و از این طریق یونهای OH را به محلول آزاد می کند.

توجه داشته باشید

• اسیدهای Arrhenius موادی هستند که یونهای هیدروژن را در محلول تولید می کنند.
• پایه های Arrhenius موادی هستند که یونهای هیدروکسید را در محلول تولید می کنند.

یونهای هیدروژن رایگان در آب وجود ندارند

با توجه به بیش از حد مولکولهای (H_2O ) در محلول های آبی ، یون هیدروژن لخت هیچ فرصتی برای زنده ماندن در آب ندارد. یون هیدروژن در محلول آبی چیزی بیش از یک پروتون ، یک هسته لخت نیست. اگرچه فقط یک واحد واحد با بار مثبت را حمل می کند ، این بار در یک حجم از فضا متمرکز شده است که فقط در حدود صد میلیون به اندازه حجم اشغال شده توسط کوچکترین اتم است.(به یک سنگریزه فکر کنید که در وسط یک استادیوم ورزشی قرار دارد!) تراکم بار فوق العاده زیاد پروتون به شدت آن را به هر قسمت از یک اتم یا مولکول در نزدیکی که در آن بار منفی وجود دارد ، جذب می کند. در مورد آب ، این الکترونهای تنها جفت (بی پروا) اتم اکسیژن خواهد بود. پروتون ریز در درون جفت تنهایی دفن می شود و یک پیوند مشترک (مختصات) با آن ایجاد می کند و A ، (H_3O^+) ایجاد می کند. به یک معنا ، (H_2O ) در اینجا به عنوان یک پایه عمل می کند ، و محصول (H_3O^+) اسید مزدوج آب است:

اگرچه انواع دیگر یون های محلول دارای مولکول های آب است که کم و بیش محکم به آنها محدود شده است ، تعامل بین H + و (H_2O ) به حدی قوی است که نوشتن "H +"_(aq)"به سختی عدالت را انجام می دهد ، اگرچه به طور رسمی صحیح است. فرمول (H_3O^+) به اندازه کافی این حس را نشان می دهد که هم در نوع خود یک مولکول است ، و همچنین اسید مزدوج آب است.

معادله "HA → H + + A" بسیار ساده تر است که شیمیدانان هنوز از آن برای نشان دادن واکنشهای اسید پایه در زمینه هایی که مکانیسم گیرنده دهنده دهنده پروتون نیازی به تأکید ندارد ، استفاده می کند. بنابراین ، صحبت در مورد "یون های هیدروژن" و استفاده از فرمول H + در نوشتن معادلات شیمیایی مجاز است تا زمانی که به یاد داشته باشید که آنها به معنای واقعی کلمه در زمینه راه حل های آبی مورد استفاده قرار نمی گیرند.

محدودیت های نظریه آرنیوس

نظریه آرنیوس محدودیت های بیشتری نسبت به دو نظریه دیگر دارد. این تئوری نشان می دهد که برای انتشار یک ماده یا یون های H + یا OH ، باید آن یون خاص را شامل شود. با این حال ، این آمونیاک پایه ضعیف را توضیح نمی دهد (NH₃) که در صورت وجود آب ، یون های هیدروکسید را به محلول آزاد می کند ، اما حاوی OH - خود نیست.

اسید هیدروکلریک توسط محلول هیدروکسید سدیم و محلول آمونیاک خنثی می شود. در هر دو مورد ، شما یک محلول بی رنگ دریافت می کنید که می توانید برای دریافت نمک سفید - چه کلرید سدیم یا کلرید آمونیوم - متبلور شوید. اینها به وضوح واکنشهای بسیار مشابهی هستند. معادلات کامل عبارتند از:

[naOH ؛(aq) + hcl ؛(aq) RightArrow naCl ؛(aq) + H_2O ؛(l) ]

[nh_3 ؛(aq) + hcl ؛(aq) RightArrow NH_4Cl ؛(aq) ]

در مورد هیدروکسید سدیم ، یونهای هیدروژن از اسید با یونهای هیدروکسید از هیدروکسید سدیم - مطابق با تئوری آرنیوس - واکنش نشان می دهند. با این حال ، در مورد آمونیاک ، هیچ یون هیدروکسید وجود ندارد!

می توانید با گفتن این نکته که ، هنگامی که آمونیاک با آب واکنش نشان می دهد ، برای تولید یون های آمونیوم و یون های هیدروکسید حل شود:

[nh_3 ؛(aq) + H_2O ؛(l) fightleftharpoons nh_4^+ ؛(aq) + OH^- ؛ (aq) ]

این یک واکنش برگشت پذیر است و در یک محلول آمونیاک رقیق معمولی ، حدود 99 ٪ از آمونیاک به عنوان مولکول های آمونیاک باقی می ماند. با این وجود ، یونهای هیدروکسید در آنجا وجود دارد ، و ما می توانیم این را در نظریه آرنیوس فشار دهیم. با این حال ، این واکنش مشابه بین گاز آمونیاک و گاز کلرید هیدروژن اتفاق می افتد.

[nh_3 ؛(g) + hcl ؛(g) Rightarrow nh_4cl ؛ (s) ]

در این حالت ، هیچ یون هیدروژن یا یونهای هیدروکسید در محلول وجود ندارد - زیرا هیچ راه حلی وجود ندارد. نظریه Arrhenius این امر را به عنوان یک واکنش اسید پایه نمی داند ، با وجود این که در حال تولید همان محصول است که وقتی این دو ماده در محلول بودند. به دلیل این کمبود ، تئوری های بعدی به دنبال توضیح بهتر رفتار اسیدها و پایه ها به روشی جدید بودند.

تعریف Brønsted-Lowry

در سال 1923 ، شیمیدان یوهانس نیکولاوس برانستد و توماس مارتین لوری به طور مستقل تعاریف اسیدها و پایه ها را بر اساس ابطال های ترکیبات برای اهدا یا پذیرش پروتون ها (یون های H +) ایجاد کردند. در این تئوری ، اسیدها به عنوان اهدا کنندگان پروتون تعریف می شوند. در حالی که پایه ها به عنوان گیرنده پروتون تعریف می شوند. ترکیبی که به عنوان یک اسید Brønste d-Lowry عمل می کند و پایه با هم قرار می گیرد. برای طبقه بندی به عنوان یک اسید یا پایه. معادله شیمیایی زیر را در نظر بگیرید:

[hcl ؛(aq) + nh_3 ؛(aq) RightArrow NH_4^+ ؛(aq) + cl^- ؛(aq) ]

در اینجا ، اسید هیدروکلریک (HCL) یک پروتون (H +) را به آمونیاک (NH "اهدا می کند₃) که آن را "می پذیرد" ، یک یون آمونیوم با بار مثبت را تشکیل می دهد (NH₄+) و یون کلرید با بار منفی (CL -). بنابراین ، HCL یک اسید Brønsted-Lowry است (یک پروتون اهدا می کند) در حالی که آمونیاک یک پایه Brønsted-Lyry است (یک پروتون را می پذیرد). همچنین ، CL - پایه کونژوگه اسید HCl و NH نامیده می شود₄+ اسید مزدوج پایه NH نامیده می شود₃.

نظریه Brønsted-Lowry از اسیدها و پایه ها

• یک اسید Brønsted-Lowry یک اهدا کننده پروتون (یون هیدروژن) است.
• یک پایه Brønsted-Lowry یک گیرنده پروتون (یون هیدروژن) است.

در این تئوری ، یک اسید ماده ای است که می تواند پروتون (مانند نظریه Arrhenius) را آزاد کند و یک پایه ماده ای است که می تواند یک پروتون را بپذیرد. یک نمک اساسی ، مانند Na + F - ، با گرفتن پروتون از خود آب (برای تهیه HF) ، یونهای OH را در آب ایجاد می کند:

[f^-_ + H_2O_ Rightleftharpoons Hf_ + OH^-]

هنگامی که یک اسید Brønsted از هم جدا می شود ، غلظت یون های هیدروژن در محلول را افزایش می دهد ، ([H^+] ) ؛در مقابل ، پایه های Brønsted با گرفتن یک پروتون از حلال (آب) برای تولید ([OH^-] ) جدا می شوند.

• یونیزاسیون اسید ثابت:

[B_ + H_2O_ RIGHTLEFTHARPOONS HB^ + _ + OH^-_ ]

• ثابت یونیزاسیون پایه

اسیدها و پایه های مزدوج

یک نتیجه مهم این تعادل این است که هر اسید ( (HA )) دارای یک پایه کونژوگه ( (A^-)) و برعکس است. در پایه ، تعادل تفکیک بالای اسید مزدوج پایه (b ) (hb^+) است. برای یک اسید یا پایه داده شده ، این تعادل ها با تعادل تفکیک آب مرتبط هستند:

[H_2O_ RIGHTLEFTHARPOONS H^ + _ + OH^-_ ]

که تعادل ثابت k است_w1. 00 10 1 0-14 در دمای 25 درجه سانتیگراد است. می توان به راحتی نشان داد که محصول ثابت اسید و پایه k_aو k_bk است_w.

اسیدها و پایه های قوی و ضعیف

اسیدهای قوی ترکیبات مولکولی هستند که اساساً به اتمام محلول آبی می پردازند و در یون های H + و آنیون اضافی جدا می شوند. اسیدهای قوی بسیار کمی وجود دارد. تمام اسیدهای دیگر "اسیدهای ضعیف" هستند که به طور ناقص در محلول آبی یونیزه می شوند. گفته می شود اسیدها و پایه هایی که کاملاً از هم جدا می شوند ، اسیدهای قوی هستند ، به عنوان مثال:

• (hclo_ RightArrow H^ + _ + clo^-_ )
• (HBR_ RightArrow H^ + _ + Br^-_ )
• (ch_3o^-_ + H_2O_ RightArrow CH_3OH_ + OH^-_ )
• (nh^-_ + h_2o_ Rightarrow nh_ + OH^-_ )

در اینجا فلش دست راست ( ( راست )) دلالت بر این دارد که واکنش به اتمام می رود. یعنی یک محلول 1. 0 متر HCLO₄در آب در واقع حاوی 1. 0 متر ساعت + (AQ) و 1. 0 متر CLO است₄- (aq) ، و هیچ HCLO غیرقانونی₄.

در مقابل ، اسیدهای ضعیف مانند اسید استیک (CH₃COOH) و پایه های ضعیف مانند آمونیاک (NH₃) بسته به غلظت آنها ، فقط کمی در آب - به طور معمول چند درصد جدا شده و بیشتر به عنوان مولکولهای ناشناخته وجود دارد.

اسیدهای قوی مانند (hcl ) برای تولید یون های تماشاگر مانند (cl^-) به عنوان پایه های کونژوگه جدا می شوند ، در حالی که اسیدهای ضعیف پایه های کونژوگه ضعیف تولید می کنند. این در زیر برای اسید استیک و پایه کونژوگه آن ، آنیون استات نشان داده شده است. اسید استیک یک اسید ضعیف است (k_a= 1. 8 x 1 0-5) و استات یک پایه ضعیف است (k_b = K_w/K_a= 5. 6 x 1 0-10)

مانند اسیدها ، پایه های قوی و ضعیف با میزان یونیزاسیون آنها طبقه بندی می شوند. پایه های قوی تقریباً یا کاملاً به اتمام محلول آبی جدا می شوند. مشابه اسیدهای قوی ، پایگاههای قوی بسیار کمی وجود دارد. پایه های ضعیف ترکیبات مولکولی هستند که یونیزاسیون کامل نیست.

• پایه های Trong: هیدروکسیدهای فلزات گروه I و گروه II مانند LiOH ، NaOH ، KOH ، RBOH ، CSOH
• پایه های ضعیف: تمام پایه های دیگر ، مانند NH₃، ch₃NH₂, C₅H₅N

توجه داشته باشید

استحکام یک اسید/پایه کونژوگه با قدرت یا ضعف اسید والدین یا پایه آن متفاوت است. هر اسید یا پایه از نظر فنی یک اسید مزدوج یا پایه کونژوگه نیز است. این اصطلاحات به سادگی برای شناسایی گونه های موجود در محلول استفاده می شود (یعنی اسید استیک اسید مزدوج آنیون استات ، یک پایه است ، در حالی که استات پایه کونژوگه اسید استیک ، یک اسید است).

چگونه می توان اسیدها و پایه ها را تعریف کرد؟در شیمی ، اسیدها و پایه ها با سه مجموعه تئوری متفاوت تعریف شده اند. یکی تعریف Arrhenius است ، که حول این ایده می چرخد که اسیدها موادی هستند که در یک محلول آبی برای تولید یون های هیدروژن (H +) یونیز می شوند (در حالی که پایه ها در محلول تولید می شوند. از طرف دیگر ، تعریف Brønsted-Lowry اسیدها را به عنوان موادی تعریف می کند که پروتون ها را اهدا می کنند (H +) در حالی که پایه ها موادی هستند که پروتون ها را می پذیرند. همچنین ، تئوری اسیدها و پایه های لوئیس بیان می کند که اسیدها پذیرنده جفت الکترون هستند در حالی که پایه ها اهدا کننده جفت الکترون هستند. اسیدها و پایه ها را می توان با مشاهدات فیزیکی و شیمیایی آنها تعریف کرد.

مقیاس pH

از آنجا که اسیدها مقدار یون های H + موجود را افزایش می دهند و پایه ها باعث افزایش میزان OH یون ها می شوند ، در مقیاس pH ، استحکام اسیدیته و باسیت را می توان با غلظت آن از یون های H + اندازه گیری کرد. این مقیاس با فرمول زیر نشان داده شده است:

ph = -log [h +]

با [H +] غلظت یونهای H + است.

مقیاس pH اغلب در محدوده 1 تا 14 اندازه گیری می شود ، اما این نادرست است (برای جزئیات بیشتر به PH مراجعه کنید). چیزی با pH کمتر از 7 نشان دهنده خواص اسیدی است و بیشتر از 7 نشان دهنده خواص اساسی است. pH دقیقاً در 7 خنثی است. هرچه [H +] بالاتر باشد ، pH پایین تر است.

نظریه لوئیس

نظریه اسیدها و پایه های لوئیس بیان می کند که اسیدها به عنوان پذیرندگان جفت الکترون عمل می کنند و پایه ها به عنوان اهدا کننده جفت الکترونی عمل می کنند. این تعریف برخلاف تعاریف دیگر ، به هیچ وجه در مورد اتم هیدروژن ذکر نمی کند. این فقط در مورد انتقال جفت الکترون صحبت می کند. برای نشان دادن این نظریه ، مثال زیر را در نظر بگیرید.

این یک واکنش بین آمونیاک است (NH₃) و Trifluoride Boron (BF₃). از آنجا که هیچ انتقال اتم هیدروژن در اینجا وجود ندارد ، مشخص است که این یک واکنش اسید پایه لوئیس است. در این واکنش ، NH₃دارای یک جفت الکترون و BF است₃یک اکتت ناقص دارد ، زیرا بور الکترونهای کافی در اطراف آن برای تشکیل یک اکتت ندارد.

از آنجا که بور فقط 6 الکترون در اطراف آن دارد ، می تواند 2 مورد دیگر را در خود جای دهد. BF₃می تواند به عنوان یک اسید لوئیس عمل کند و جفت الکترون را از نیتروژن موجود در NH بپذیرد_3,که سپس پیوندی بین نیتروژن و بور ایجاد می کند.

این یک واکنش اسید پایه ای در آن NH محسوب می شود₃(پایه) جفت الکترون را به BF اهدا می کند₃بشرBF₃(اسید) آن الکترون ها را برای تشکیل یک ترکیب جدید ، H می پذیرد₃NBF₃.

خنثی سازی

خاصیت ویژه اسیدها و پایه ها توانایی آنها در خنثی کردن خواص دیگران است. در یک واکنش اسید پایه (یا خنثی سازی) ، یونهای H + از اسید و یونهای OH از پایه برای ایجاد آب واکنش نشان می دهند (H₂o). محصول دیگر یک واکنش خنثی سازی ، یک ترکیب یونی به نام نمک است. بنابراین ، شکل کلی واکنش اسید پایه:

موارد زیر نمونه هایی از واکنش های خنثی سازی است:

(توجه: برای دیدن این واکنش به صورت تجربی ، به لینک ویدیویی YouTube در زیر بخش "منابع" مراجعه کنید.)

تیتراژ

تیتراسیون ها با اسیدها و پایه ها برای تعیین غلظت آنها انجام می شود. در نقطه هم ارزی ، تعداد خال های اسید با تعداد خال های پایه برابر خواهد بود. این نشان می دهد که واکنش خنثی شده است.

خنثی سازی: مول اسید = مول پایه

در اینجا نحوه انجام محاسبات آورده شده است:

به عنوان مثال ، اسید هیدروکلریک با هیدروکسید سدیم تیتراسیون می شود:

به عنوان مثال ، 30 میلی لیتر از 1. 00 M NaOH برای تیتراژ 60 میلی لیتر از محلول HCl مورد نیاز است. غلظت HCl باید تعیین شود. در نقطه eqivalence:

خال HCl = خال NaOH

برای حل مولکولیت HCl ، داده های داده شده را به معادله فوق وصل کنید.

M_HCL(60 میلی لیتر هیدروکلراید) = (1. 00 متر NaOH) (30 میلی لیتر NaOH)

غلظت HCl 0. 5 متر است.

مشکلات نمونه

1. کدام یک از ترکیبات زیر یک اسید قوی است؟

محلول: 6 اسید قوی وجود دارد و تمام اسیدهای دیگر ضعیف تلقی می شوند. HNO₃یکی از آن 6 اسید قوی است ، در حالی که NH₃یک پایگاه ضعیف است.

پاسخ (3) hno است_{3 .}

2. کدام یک از ترکیبات زیر یک پایه Brønsted-Lowry است؟

راه حل: یک پایگاه Brønsted-Lowry یک گیرنده پروتون است ، به این معنی که در H + به طول می انجامد. این HCL ، H را از بین می برد₃PO_{4 ,}NH₄+ و ch₃NH₃+ از آنجا که آنها اسیدهای Brønsted-Lowry هستند. همه آنها پروتون می دهند. در مورد HPO₄2- ، معادله زیر را در نظر بگیرید:

در اینجا ، مشخص است که HPO₄2 - آیا اسید است زیرا پروتون را به آب اهدا می کند تا H را تهیه کند₃o + و po₄3 -. اکنون معادله زیر را در نظر بگیرید:

در این حالت ، HPO₄2 - پایه است زیرا یک پروتون را از آب به شکل H می پذیرد₂PO₄- و اوه -. بنابراین ، HPO₄2 - یک اسید و پایه با هم است و آن را آمفوتریک می کند.

از زمان HPO₄2 - تنها ترکیب از گزینه هایی است که می تواند به عنوان یک پایه عمل کند ، پاسخ (2) HPO است₄2-

3. محلول 50 میلی لیتری 0. 5 M NaOH تا زمانی که در یک نمونه 25 میلی لیتر از HCl خنثی شود ، تیتراسیون می شود. غلظت HCL چه بود؟

راه حل: از آنجا که تعداد خال های اسید برابر با تعداد خال های پایه در خنثی سازی است ، از معادله زیر برای حل برای مولکولیت HCL استفاده می شود:

اکنون ، تمام اطلاعاتی را که داده می شود به معادله وصل کنید:

M_HCL(25 میلی لیتر هیدروکلراید) = (0. 5 متر_سعادت) (50 میلی لیتر NaOH)

پاسخ صحیح 1 متر است_HCL .

4- در خنثی سازی اسید پایه زیر ، 2. 79 گرم از اسید HBR (80. 91 گرم در مول) 22. 72 میلی لیتر از یک محلول آبی اساسی با واکنش خنثی شد:

مولکولیت راه حل اصلی را محاسبه کنید.

راه حل:

ابتدا تعداد خال های اسید باید محاسبه شود. این کار با استفاده از جرم مولی HBR برای تبدیل 2. 79 گرم HBR به خال انجام می شود.

(2. 79 گرم HBR)/(80. 91 گرم در مول HBR) = 0. 0345 مول HBR

از آنجا که این یک واکنش خنثی سازی است ، تعداد خال های اسید (HBR) با تعداد خال های پایه (NaOH) در خنثی سازی برابر است:

مول اسید = مول پایه

0. 0345 مول HBR = 0. 0345 مول NaOH

از آنجا که مقدار خال پیدا شده و حجم داده می شود ، مولری NaOH اکنون می تواند تعیین شود. از آنجا که Molarity در واحدهای خال/لیتر است ، 22. 72 میلی لیتر به لیتر تبدیل می شود.

molarity = (0. 0345 مول NaOH)/(0. 02272 L NaOH) = 1. 52 متر_سعادت

پاسخ صحیح 1. 52 متر است_سعادت .

5- کدام یک از موارد زیر یک پایگاه Brønsted-Lowry است اما یک پایگاه Arrhenius نیست؟

راه حل: تعریف Brønsted-Lowry می گوید که یک پایه پروتون ها (یون های H +) را می پذیرد. Naoh ، CA (OH)₂، و KOH همه پایه های Arrhenius هستند زیرا در هنگام یونیزه یون هیدروکسید (OH -) را به دست می آورند. با این حال ، NH₃مانند سایرین در آب جدا نمی شود. در عوض ، یک پروتون از آب می گیرد و NH می شود₄در حالی که آب به هیدروکسید تبدیل می شود.

بنابراین ، پاسخ صحیح (1) NH است₃ .

منابع

برنت ، لینت. اسیدها و پایه ها. نیویورک ، نیویورک: میخانه Crabtree. ، 2009. چاپ. هولانیکی ، آدم. واکنش اسیدها و پایه ها در شیمی تحلیلی. الیس هوروود محدود: 1987. Oxlade ، Chris. اسیدها و پایه ها. شیکاگو ، IL: کتابخانه هاینمن ، 2002. چاپ.

پیوندهای خارج

• en. wikipedia. org/wiki/br٪C3٪B8nsted٪E2٪80٪93lowry_acid-base_theory (ویکی پدیا~نظریه اسید پایه Brønsted-Lowry)
• www. youtube. com/watch؟v=erwtswut7vc
• http://www. livestrong. com/article/105395-acids-bases/
• www. files. chem. vt. edu/rvgs/ac. and_bases. html

مشارکت کنندگان و ویژگی ها

• کاترین برودریک (UCD) ، ماریان موسا (UCD)
• جیم کلارک (chemguide. co. uk)

نمای کلی اسیدها و پایه ها تحت مجوز CC BY-NC-SA 4. 0 به اشتراک گذاشته می شود و توسط LibreTexts نویسنده ، ریمیکس و/یا تنظیم شده است.

1. بازگشت به بالا
2. • مفهوم لوئیس اسیدها و پایه ها
   • واکنش اسید/پایه

• این مقاله به شما کمک کرد؟
• آره
• No

مقالات توصیه شده

1. بخش نوع مقاله یا صفحه مجوز CC BY-NC-SA مجوز نسخه 4. 0 صفحه نمایش TOC NO در صفحه
2. برچسب ها این صفحه هیچ برچسب ندارد.