Teoria acido-bazică Brønsted-Lowry
Teoria Brønsted-Lowry este o teorie acido-bazică, numită și teoria protolitică. Conform acestei teorii , un acid este specia chimică cu tendința de a ceda un proton (H+), iar o baza este specia care are tendința de a accepta un proton. Cedând un proton, acidul se transformă într-o bază, numită „baza conjugată”, iar baza care acceptă un proton, se transformă într-un acid, numit „acidul conjugat”. A fost propusă, în mod independent, de Johannes Nicolaus Brønsted și Thomas Martin Lowry în 1923.[1][2]
Definirea acizilor și bazelor
modificare
În cadrul teoriei disociației electrolitice a lui Arrhenius, acizii sunt definiți ca substanțele care ionizează în soluție apoasă, cedând ioni de hidrogen (protoni, H+). În mod analog, bazele sunt substanțele care ionizează în soluție apoasă, cedând ioni de hidroxid (OH−).[3]
În 1923 chimiștii fizicieni Johannes Nicolaus Brønsted din Danemarca și Thomas Martin Lowry din Anglia au propus în mod independent teoria care le poartă numele.[4][5][6] În cadrul teoriei Brønsted–Lowry, acizii și bazele sunt definite după modul în care reacționează între ele, ceea ce îi oferă teoriei o mai mare generalitate. Definirea lor se face cu ajutorul unor reacții de echilibru:
- acid + bază ⇌ bază conjugată + acid conjugat
Cu un hidracid sau alt acid notat HA, ecuația poate fi simbolizată astfel:
- HA + B ⇌ A− + HB+
Semnul pentru starea de echilibru chimic (⇌) este folosit deoarece reacția are loc constant în ambele direcții. Acidul HA cedează un proton trecând în baza sa conjugată, anionul A−. Baza B acceptă un proton trecând în acidul său conjugat, cationul HB+. Majoritatea reacțiilor acido-bazice au loc cu viteză mare, iar reactanții și produșii de reacție se află în echilibru dinamic.[7]
Amfoliții acido-bazici sunt compușii care își manifestă caracterul amfoter din punctul de vedere al acestei teorii.
Soluții apoase
modificare
Avem următorul exemplu de reacție acido-bazică:
- CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO− + H3O+
Acidul acetic, CH3COOH, este un acid deoarece donează un proton apei (H2O) devenind baza sa conjugată, anionul acetat (CH3COO−). H2O este în acest caz o bază, deoarece acceptă un proton de la CH3COOH devenind acidul său conjugat, cationul hidroniu (H3O+).[8]
Reacția are loc și invers, aceasta fiind tot o reacție acido-bazică între acidul conjugat al bazei și baza conjugată a acidului:
- H3O+ + CH3COO− ⇌ CH3COOH + H2O
Diferența dintre teoria Brønsted–Lowry și teoria lui Arrhenius constă în faptul că un compus poate fi considerat ca fiind acid și fără să ionizeze.
Vezi și
modificareReferințe
modificare- ^ Brönsted, J. N. (). „Einige Bemerkungen über den Begriff der Säuren und Basen” [Some observations about the concept of acids and bases]. Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas. 42 (8): 718–728. doi:10.1002/recl.19230420815.
- ^ Lowry, T. M. (). „The uniqueness of hydrogen”. Journal of the Society of Chemical Industry. 42 (3): 43–47. doi:10.1002/jctb.5000420302.
- ^ Myers, Richard (). The Basics of Chemistry. Greenwood Publishing Group. pp. 157–161. ISBN 978-0-313-31664-7.
- ^ Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (). Chemistry: Principles and Reactions. Cengage Learning. p. 433. ISBN 1-133-38694-6.
- ^ Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (). General Chemistry, Enhanced Edition. Cengage Learning. pp. 644–645. ISBN 0-538-49752-1.
- ^ Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (). Chemistry. Cengage Learning. p. 350. ISBN 1-133-61066-8.
- ^ Lew, Kristi (). Acids and Bases. Infobase Publishing. ISBN 9780791097830.
- ^ Patrick, Graham (). Instant Notes in Organic Chemistry. Taylor & Francis. p. 76. ISBN 978-1-135-32125-3.